Química Analítica Quantitativa e Qualitativa (UniFatecie)

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Química Analítica
Quantitativa e 
Qualitativa
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 Dados Internacionais de Catalogação na Publicação - CIP 
 
C837q Costa, Gustavo Meireles 
 Química analítica quantitativa e qualitativa / Gustavo 
 Meireles Costa. Paranavaí: EduFatecie, 2022. 
 108 p.: il. Color. 
 
 
 
1. Química analítica qualitativa. 2. Química analítica 
quantitativa. I. Centro Universitário Unifatecie. II. Núcleo de Educação 
a Distância. III. Título. 
 
CDD : 23 ed. 543 
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As imagens utilizadas neste
livro foram obtidas a partir 
do site Shutterstock.
AUTOR
Professor Dr. Gustavo Meireles Costa
● Graduação em Farmácia – (UNIPAR).
● Habilitação em Análises clínicas – (UNIPAR). 
● Especialista em Análises Clínicas (Faculdade Integrado de Campo Mourão). 
● Especialista em Manipulação de Produtos Farmacêuticos e cosméticos (UNIPAR).
● Mestre em Ciências Farmacêuticas (UEM - Universidade Estadual de Maringá).
● Doutor em Ciências Farmacêuticas (UEM - Universidade Estadual de Maringá).
● Professor de Graduação na Universidade Paranaense.
Ampla experiência em Farmácia comercial e sistema público, assim como expe-
riência como docente na área de saúde.
CURRÍCULO LATTES: http://lattes.cnpq.br/7199566856196424
APRESENTAÇÃO DO MATERIAL
Seja muito bem-vindo (a)!
 
Prezado (a) aluno (a), se você se interessou pelo assunto desta disciplina, isso já 
é um bom início de uma grande jornada de estudos que iremos caminhar juntos a partir de 
agora. Junto com você iremos construir nosso conhecimento sobre os conceitos fundamen-
tais de química analítica. 
Na Unidade I iniciaremos pela introdução a química com alguns conceitos químicos 
e composição da matéria e seus estados físicos, assim como suas transformações. Também 
iremos estudar como estas substâncias e moléculas são representadas através de suas 
fórmulas e equações químicas, como as reações acontecem e suas representações. E para 
finalizar a unidade I teremos um entendimento de soluções, como se comportam algumas 
substâncias inorgânicas quando em soluções aquosas, ou seja, como um eletrólito fraco ou 
forte. Esta noção é necessária para que possamos trabalhar a segunda unidade do livro, 
que versará sobre o desenvolvimento de novos produtos.
Já na Unidade II, vamos começar a ampliar os conhecimentos sobre química ana-
lítica. Para isso, vamos entrar em assuntos mais detalhados e específicos como equilíbrio 
químico e os fatores que podem influenciar neste equilíbrio. A partir dos conceitos de equi-
líbrio químico, veremos equilíbrio iônico, como exemplo da água.
Depois, na Unidade III iremos ver a reações de ácido/básico, precipitação, oxirredu-
ção e complexação. Para isso, iremos abordar alguns conceitos nas reações de neutraliza-
ção para quantificação de determinadas substâncias chamadas de volumetria ou titulação
Na unidade IV trataremos especificamente das técnicas experimentais, ou seja, 
como identificar algumas espécies químicas como cátions e ânions a partir de alguns expe-
rimentos por via seca ou via úmida.
Aproveito para reforçar o convite a você, para junto conosco percorrer este cami-
nho de conhecimento e multiplicar, temos muitos assuntos abordados em nosso material. 
Esperamos contribuir para seu crescimento pessoal e profissional. 
Muito obrigado e bom estudo!
SUMÁRIO
UNIDADE I ...................................................................................................... 3
Fórmulas e Equações Químicas,Soluções Aquosas de Substâncias 
Inorgânicas
UNIDADE II ................................................................................................... 29
Equilíbrio Químico
UNIDADE III .................................................................................................. 53
Teoria Clássica das Reações: Ácido/Básico (Neutralização), 
Reações de Precipitação, Reações de Complexação 
e Reações de Óxido-Redução
UNIDADE IV .................................................................................................. 80
Técnicas Experimentais da Análise Qualitativa Inorgânica: 
Reações por Via Seca e por Via Úmida e Análise Qualitativa 
Para Ânions e Identificação de Cátions
3
Plano de Estudo:
● Introdução a química analítica: matéria e propriedades;
● Conceitos químicos fundamentais - Fórmulas e equações químicas;
● Soluções aquosas de substâncias inorgânicas: Eletrólitos fortes e fracos.
Objetivos da Aprendizagem:
● Contextualizar conceitos químicos;
● Compreender o que é matéria, estados físicos e suas mudanças de estado, 
assim como as propriedades da matéria;
● Diferenciar fórmula química, estrutural e molecular, assim como 
a representação de equações químicas a partir de uma reação;
● Conceituar mistura e suas fases, assim como solução;
● Estabelecer como substâncias inorgânicas se comportam 
em soluções aquosas: eletrólito Forte e Fracos. 
UNIDADE I
Fórmulas e Equações Químicas,
Soluções Aquosas de 
Substâncias Inorgânicas
Professor Dr. Gustavo Meireles Costa
4UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
INTRODUÇÃO
Neste tópico será abordado a importância da química e alguns conceitos primordiais 
para o entendimento da mesma, como o que é matéria, estados físicos e suas proprieda-
des. Se tratando de Química, é uma ciência que está diretamente ligada à nossa vida 
cotidiana, desde as substâncias mais simples utilizadas como água, açúcar, como algumas 
mais complexas PVC (policloreto de vinila). 
A química está envolvida em diversos processos cotidianos, como mistura de subs-
tâncias ou com reações químicas, sendo assim, trataremos de como representá-las em suas 
fórmulas químicas e as representações através de suas equações químicas, adentrando 
nas reações químicas, desde as mais reações cotidianas simples as mais complexas como 
a produção do pão, fazer churrasco, digestão dos alimentos, produção de medicamentos, 
combustíveis, reações de preparo de cimento, a borracha de seu tênis, os tecidos de seu 
vestuário, cozinhar ovo, caramelizar açúcar como alguns exemplos de reações. 
A Química fazparte do nosso cotidiano, inserida no contexto que nem percebemos 
que tudo que estamos realizando/fazendo/processando está envolvendo química desde o 
ato da respiração com O2, queima de combustível para os carros, até o processamento de 
substâncias para a cura de determinada doença, realizando transformações nas matérias 
sendo elas físicas ou químicas como melhoramento de propriedades. 
Ainda neste capítulo será abordado com substâncias inorgânicas se comportam 
em soluções aquosas, ou seja, como um eletrólito forte ou fraco, possuindo a capacidade 
de condução de energia.
5UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
1. INTRODUÇÃO A QUÍMICA ANALÍTICA: MATÉRIA E PROPRIEDADES
Matéria é todo sistema que possui massa e ocupa lugar no espaço.
Matéria também está ligada ao nosso cotidiano como em alguns exemplos caderno, 
caneta, livros, alimentos, vidro, borracha, roupas ar, etc. A matéria é constituída por elementos 
químicos da tabela periódica que formam as substâncias (na maioria das vezes constituídas 
por moléculas) pela união destas unidades fundamentais, que são os átomos. A união de 
diferentes átomos e proporções distintas tem-se matérias diferentes com propriedades to-
talmente diferentes, então, existem materiais diferentes, pois as substâncias que os formam 
são diferentes mesmo sendo os mesmos átomos, como exemplo tem os hidrocarbonetos 
(ligações de carbono e hidrogênio) que a quantidade de carbono pode ser diferente em cada 
um deles e ter-se diferentes propriedades, como exemplo a gasolina, um octano.
Uma substância química pode ser definida como qualquer espécie de matéria sen-
do formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas ou distintas o 
que difere estas substâncias, proporções mesmo que sejam os mesmos elementos. Sendo 
que cada uma destas substâncias possui um conjunto definido de propriedades e uma 
composição química.
Partículas: São as formadoras das substâncias, podendo ser chamadas de íons, em 
que estes íons são os cátions (espécies positivas) e os ânions (espécies negativas) átomos 
e moléculas (conjuntos de átomos) (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
6UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
1.1 Propriedades da matéria
Matérias são dotadas de propriedades que permitem diferenciar/identificar uma 
determinada espécie de matéria de outra. Estas propriedades são nomeadas como pro-
priedades específicas da matéria e estas propriedades específicas podem ser propriedades 
físicas, químicas ou organolépticas. 
A) Propriedades físicas: 
São características de propriedades individuais de uma substância sem que acon-
teça uma alteração na composição dessa substância. 
- Ponto de fusão;
- Ponto de ebulição;
- Densidade;
- Solubilidade. 
B) Propriedades químicas:
São propriedades que identificam características individuais de uma substância por 
meio de uma alteração da composição dessa substância (matéria).
Exemplos: 
● Decomposição térmica do carbonato de cálcio, originando gás carbônico e óxido 
de cálcio;
● Oxidação do ferro, originando a ferrugem, etc.;
● Cozinhar ovo;
● Papel pegando fogo;
● Amadurecimento de fruta;
● Azedar leite;
● Caramelizacão do açúcar.
C) Propriedades organolépticas:
Propriedades que ativam um dos cinco sentidos sensoriais (olfato, visão, tato, 
audição e paladar).
Exemplos: Cor, sabor, odor, brilho, etc. (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 
2005).
7UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
1.2 Estados físicos da matéria
A matéria pode ser encontrada em três estados físicos de acordo com seu estado/
afinidade de agregação, quanto mais estado de agregação maior a afinidade das moléculas, 
em que os compostos tendem a ser mais rígidos:
Estado físicos: sólido, líquido e gasoso. 
No estado sólido, as partículas que o compõem as substâncias estão bem próximas 
umas das outras, formando redes ou malhas (conjunto de partículas que estão conectadas 
umas às outras) de longa extensão, possuindo forma e volume definidos, bem como alta 
organização. Uma característica de compostos sólidos são as forças de atração altas, ge-
ralmente os sólidos são compostos unidos por ligações iônicas.
No estado líquido, as partículas tendem a estarem mais afastadas conforme anterior-
mente explicado de acordo com a força de atração do que no estado sólido. Estes compostos 
no estado líquido possuem forma variável se adaptando conforme o recipiente que estão. 
Substâncias no estado gasoso estão totalmente afastadas, longe uma das outras, 
visto que são gases e como exemplo a atmosfera, apresentam grande movimentação. As 
forças de atração entre suas partículas são baixas, estes compostos geralmente são por 
ligações covalentes e apolares no qual observa-se um alto grau de desordem, sendo que 
estas partículas se movimentam independentemente de suas vizinhas, estão afastadas. 
O estado gasoso é bastante diferente dos demais, possui forma e volume variáveis, pois 
estes se adequam de acordo com o recipiente contido, sendo a maioria os gases (RUSSEL, 
1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
FIGURA 1 - ESTADOS FÍSICOS DAS SUBSTÂNCIAS
8UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
1.3 Mudança de estado físico
Os três estados físicos podem ser alterados conforme aplica-se/aumenta-se calor/
temperatura ou diminuindo/resfria-se a mesma, sendo que os mesmos acontecem a pas-
sagem de um estado para o outro conforme a figura abaixo.
FIGURA 2 - MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO DE MATÉRIAS
Fonte Adaptado de: O Mundo da Química, 2015. Disponível em: 
https://www.omundodaquimica.com.br/academica/intro_mudfis. Acesso em: 10 jan. 2022.
A vaporização pode ser dividida em: 
● Evaporação: 
É um processo lento e espontâneo, acontecendo naturalmente devido a ação da 
temperatura, geralmente ambiente. A temperatura do líquido ela é inferior à sua temperatura 
de ebulição. Exemplo: Um copo de água deixado na pia, pois a água nela contida evapora, ou 
contido nas salinas brasileiras, deixa-se evaporar a água para obtenção do sal, por ação do sol. 
● Ebulição:
Este processo geralmente é mais rápido e não espontâneo para as substâncias na 
fase líquida, à temperatura e pressão ambientes. Ocorre em líquidos, com a formação e 
desprendimento de bolhas, sendo que pode ter uma forca externa atuando, como exemplo 
o emprego de fogo para aquecimento. Exemplo: Água líquida necessita de aquecimento 
para passar ao estado de vapor (ferver).
https://www.omundodaquimica.com.br/academica/intro_mudfis
9UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
● Calefação:
Este processo é realizado sob aquecimento excessivo, provocando a ebulição. 
Nesse processo, a temperatura do líquido é superior à temperatura de ebulição. Exemplo: 
Uma gota-d ’água sendo jogada em uma panela muito quente, sistema de aquecimento em 
casas ou estádio de países com clima muito frio.
● Fusão:
É a passagem ou à mudança do estado sólido para o líquido, como exemplo a água 
que ocorre em na temperatura de 0ºC ao nível do mar.
● Liquefação ou condensação: 
Passagem ou mudança do estado gasoso para o estado líquido. Pode ser observa-
do quando se diminui a temperatura, como exemplo o vapor de água, quando atinge 100ºC, 
começa a passar para o estado líquido. 
● Solidificação: 
Passagem do estado físico liquido para o sólido, pode-se observar a partir da queda 
de temperatura do líquido, como exemplo a água virando gelo ao atingir a temperatura de 0ºC.
● Sublimação: 
Ocorre quando a substância passa diretamente do estado sólido para o estado ga-
soso ou vice-versa. Esse fenômeno ocorre com o iodo por exemplo (UCKO 1992; RUSSEL, 
1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
1.4 Transformações das materias
Transformações da matéria em química, significa estudar dois tipos de classificação 
fenômenos:Fenômenos físicos e fenômenos químicos.
a) Fenômenos físicos:
São transformações que alteram a estrutura interna da matéria, isto é, não mudam 
a propriedades da matéria ou identidade química das substâncias nem dos átomos.
10UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Exemplos: 
- Produção do suco de laranja;
- Condução da corrente elétrica em um fio de cobre. 
- Mudança de estado físico da água: 
H2O(l) → H2O(v)
- Dissolução do cloreto de sódio na água 
NaCl(s) → NaCl (aq) 
 Sublimação do Iodo → I2 (s) → I2(g)
Amassar ou cortar um papel
Alguns sinais podem caracterizar um fenômeno físico como: 
- Alteração de estado físico (sólido, líquido ou gasoso);
 - Mudança no formato ou no tamanho; 
 - Solubilidade (quando uma matéria se dissolve em outra devido a características 
de polaridade similares). 
b) Fenômenos químicos:
São fenômenos que mudam as propriedades ou identidade da matéria como ponto 
de fusão, solubilidade, densidade e ponto de ebulição das substâncias, mas a identidade 
dos átomos se conserva, porem tem uma substancia totalmente diferente da inicial. 
Exemplos de fenômenos químicos:
 9 Amadurecimento ou apodrecimento de uma fruta;
 9 Produção de etanol a partir da cana-de-açúcar;
 9 Produção de vinho a partir do suco de uva;
 9 Queimar uma folha de papel;
 9 Decomposição de matérias orgânicas; 
 9 Formação da ferrugem em aço; 
 9 Comprimido efervescente adicionado à água, antiácido;
 9 Alteração da pele por ação solar;
 9 Cozinhar carne;
 9 Leite azedo.
11UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Alguns Sinais que identificam um fenômeno químico como:
 9 Alteração de cor; 
 9 Efervescência (desenvolvimento de bolhas/gás em um líquido);
 9 Reações exotérmicas (Liberação de energia na forma de calor);
 9 Formação de um sólido, quando em água insolúvel (precipitados);
 9 Combustão (produção de gases) (UCKO 1992; RUSSEL, 1994; 
 FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
12UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
2. CONCEITOS QUÍMICOS FUNDAMENTAIS - FÓRMULAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS
No estudo da química saber identificar substancias deve-se fundamentalmente a 
escrita da composição, nomes químicos, formulas de diferentes maneiras como estrutural, 
molecular, sendo este primordial para o leitor/estudante ou qualquer pessoa que venha a se 
deparar com uma substância química, portanto, se faz necessário alguns conceitos iniciais 
para o entendimento. 
3.1 Fórmulas químicas
As fórmulas químicas são normalmente usadas para representar compostos ou 
união de átomos, utilizando apenas os símbolos dos elementos que os compõe como por 
exemplo NaCl (sódio e cloro formando cloreto de sódio). Vários tipos de fórmulas químicas 
são úteis, pois indicam o número de cada átomo como exemplo o etanol (C2H5O), o tipo de 
ligação entre os átomos (simples, dupla etc), a ordem em que se ligam os átomos, que são 
informações importantes sobre os compostos. 
3.1.1 Fórmula estrutural plana
A representação de uma substância pela fórmula estrutural é realizada para de-
monstrar as ligações existentes em determinada molécula e sendo fornecidos o número de 
cada tipo de átomo na molécula, mas também mostra como eles estão ligados entre si no 
interior da molécula. 
13UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Veja alguns exemplos de fórmulas estruturais: 
Água H – O – H
Gás carbônico O = C = O
Cloro Cl – Cl
Oxigênio O = O 
Hidrogênio H – H
3.1.2 Fórmula molecular 
Fórmula que emprega símbolos e índices para indicar os átomos de um composto 
e sua quantidade na molécula. Por exemplo, uma molécula de água consiste em 2 átomos 
de hidrogênio e um átomo de oxigênio, assim, a fórmula molecular da água é H2O. No caso 
de uma molécula de sacarose, que é formada por 12 átomos de carbono, 22 átomos de 
hidrogênio e 11 átomos de oxigênio, sua fórmula molecular é C12H22O11. O oxigênio é en-
contrado no ar como moléculas diatômicas O2. Como é possível perceber pelos exemplos, 
esta fórmula fornece o número efetivo de átomos de cada elemento presentes na molécula. 
Alguns grupos de átomos como NO3, NO2, SO4, SO3, comportam-se como entidades únicas 
(VOGEL, 1981; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
Exemplos: 
H2O (água);
CO2 (gás carbônico);
NH3 (Amônia);
CH4 metano;
NaOH hidróxido de sódio.
3.1.3 Fórmula Eletrônica
Esta representação indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a 
formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. 
É conhecida também como fórmula de Lewis.
14UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
FIGURA 3 - FÓRMULA REPRESENTATIVA ELETRÔNICA
H• •O• •H (água).
Fonte: Adaptado de: Manual da Química, 2021. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/formulas-quimicas.htm. Acesso em: 10 jan. 2022.
3.1.4 Equações químicas
Para o entendimento da química se faz necessário alguns conceitos básicos e a 
linguagem aplicada ao laboratório, então aprender química precisa-se de um novo vocabu-
lário. Pode-se dizer que uma equação química representa uma reação química, que signi-
fica uma transformação da matéria, sendo de átomos ou moléculas em outras substancias, 
sendo que o estado físico pode permanecer o mesmo ou ser distinto do inicial. O papel 
da equação química é representar o processo químico (transformação), a reação química, 
descrevendo-a qualitativamente e quantitativamente de forma breve e precisa, para que 
qualquer pessoa que veja a representação entenda. Qualitativamente, uma equação quí-
mica mostra quais são os reagentes e produtos envolvidos na reação, onde os Reagentes 
eles são gastos, consumidos ou eliminados e os Produtos eles são formados, criados ou 
produzidos (VOGEL, 1981; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
15UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Como exemplo a representação de uma equação química abaixo.
 Equação Química
Pode-se observar que os reagentes ficam à esquerda da equação representado pe-
las letras A e B, a seta tem significado de transformação, enquanto as letras C e D a esquerda 
da equação representa os produtos. As equações químicas possuem fórmulas e coeficientes 
para serem demostrados tanto qualitativamente quanto quantitativamente respectivo. As 
fórmulas moleculares ou unitárias indicam não somente quais são os elementos que estão 
compondo as substâncias e que participam das reações, mas também a quantidade de 
átomos de cada elemento. Isso é mostrado pelo índice, ou seja, pelo número subscrito (fica 
no canto inferior direito do símbolo do elemento conforme a figura abaixo representada pelo 
número em verde). Quando o índice é igual a 1, ele não precisa ser escrito.
FIGURA 4 - REPRESENTAÇÃO DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA
Fonte: O Autor (2021).
Legenda da figura:
Cor verde: são os elementos contidos na fórmula
Negrito: números a esquerda da fórmula sendo os coeficientes
Cor verde a direita: números representativos da quantidade de átomos da substancia
Fórmulas: representados pelos elementos em verde:
Coeficientes: representados pelos números a esquerda da fórmula em negrito.
Índices: são os números a direita da fórmula em verde, representando 
a quantidade átomos para aquela substancia
16UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Os reagentes posicionados a esquerda da reação, hidrogênio (H2) reage com oxi-
gênio (O2), formando o produto água (H2O) posicionado a direita da seta água, veja que as 
moléculas de H2 e O2 irão “desaparecer” para originar outra substância, a seta (→) significa 
transformação da matéria. A equação que representa a formação da água, pode ser lida 
como “duas moléculas de Hidrogênio combinam-se com umamolécula de oxigênio para 
formar duas moléculas de água (liquida)”.
Veja que a reações químicas elas formam produtos com um rearranjo diferentes 
dos átomos, ou seja são formados pelos mesmos átomos, porém com disposição distinta 
da inicial. A está balanceada, o que podemos ver que os átomos dos reagentes são os mes-
mos do produto, ou seja, eles são conservados na reação. Isso significa que os mesmos 
átomos que compõem os reagentes, formarão os produtos ao final da reação, não havendo 
criação nem destruição de átomos, conforme a lei da conservação ou lei de Lavosier, que é 
a lei que diz “A massa do produto é sempre igual a massa dos reagentes” ou “na natureza, 
nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. 
Os índices entre parênteses fornecem informações adicionais sobre o estado em 
que se encontram as substâncias, ou melhor: 
● (s) Representa uma substância em seu estado sólido; 
● (l) Representa uma substância em seu estado líquido; 
● (g) representa uma substância na no estado gasoso ou em forma de gás; 
● (aq) significa que esta substância está dissolvida em água formando uma 
solução aquosa.
 
As equações químicas ainda alguns símbolos utilizados seguem alguns conforme 
a tabela abaixo:
FIGURA 5 - SÍMBOLOS MAIS COMUNS UTILIZADOS NAS EQUAÇÕES QUÍMICAS
Fonte Adaptado: (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
17UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Segue alguns exemplos de representações de reações químicas através das equa-
ções, com fórmulas, índices, estados físicos e coeficientes.
HCl (l) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
H2SO4 (l)+ Mg(OH)2 (aq → MgSO2 (aq) + 2 H2O(l)
As representações das reações químicas ainda podem-se observar reações iôni-
cas, no caso envolvendo íons, ou seja, espécies químicas que estão na forma de cátions ou 
ânions, positivas ou negativas respectivamente, apresentando cargas, conforme o exemplo 
abaixo.
H+ + OH - → H2O
Classificação das reações químicas e suas representações:
As reações químicas podem ser classificadas em: 
1. Síntese/combinação ou adição; 
2. Análise ou decomposição; 
3. Simples-troca ou deslocamento;
4. Dupla-troca ou dupla substituição. 
1. Síntese/combinação ou adição; 
Toda reação química na qual dois ou mais reagentes dão origem a um único produto, 
sendo estes reagentes substâncias simples ou compostas que reagem para se transformar 
em uma única substância. Observe o esquema abaixo: 
A + B → AB
Segue alguns exemplos de síntese.
C + O2 → CO2 
CaO + H2O → Ca(OH)2
2 Mg + O2 → 2 MgO
18UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
N2+ 3 H2 → 2 NH3
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O30
H2 + O2 → 2 H2O
C + O2 → CO2 
2. Análise ou decomposição; 
Pode ocorrer tanto com substâncias simples ou substâncias compostas nos reagen-
tes, é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura 
mais simples. Estas reações envolvem ação da luz, calor ou corrente elétrica.
AB → C + D
Segue alguns exemplos de reações de decomposição.
2 H2O → 2 H2 + O2
CaCO3 → CaO + CO2
2AgBr → 2Ag + Br2 
2Cu (NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
3. Simples troca ou deslocamento
Reações no qual acontece em que uma Substância simples reage com substância 
composta produz substância simples e composta. Pode ser observada conforme figura 
abaixo:
AB + C → AC + B
Segue alguns exemplos de reações de simples troca.
2Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Cl + HI → HCl + I
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
19UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
4. Reações de dupla troca
Reações no qual envolve duas Substâncias composta reagem formando duas 
novas substâncias compostas, como pode ser observado na figura abaixo.
AB + CD → AC + BD
Segue alguns exemplos de reações de simples troca.
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
NaOH + HCl → NaCl + H2O
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
As reações ainda podem ser classificadas de acordo ao calor envolvido.
1. Endotérmicas: 
São reações que ocorrem absorvendo energia em forma de calor
Exemplos:
- Assar carne;
- Cozinhar feijão.
Síntese da amônia (NH3): N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 
2. Exotérmicas:
São reações que ocorrem liberando energia em forma de calor
- Acender churrasqueira; 
- Queimar palito de fósforo;
- Combustões.
Decomposição da amônia (NH3): 
2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) 
20UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
3. SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS: ELETRÓLITOS 
 FORTES E FRACOS
Solução é uma mistura homogênea (somente uma fase) de duas ou mais substân-
cias. Geralmente, a substância presente em maior quantidade em uma solução é denomi-
nada de solvente (em que a água é o solvente universal) e a(s) outra(s) substância(s) de 
soluto menor quantidade a ser dissolvido). Em Química Analítica, o solvente mais usado 
para preparação de soluções é a água. As soluções são consideradas mistura, estas mis-
turas podem ser classificadas de acordo com seu número de fases contidas neste sistema 
conforme abaixo (VOGEL, 1981; UCKO 1992; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
Classificação de um sistema de acordo com seu número de fases.
1. Homogêneo: uma solução que apresenta uma única fase
Exemplos:
- Água do mar salgadas, mistura de água e sal;
- Atmosfera, misturas de gases. A água do mar contém, além de água, uma quanti-
dade enorme de sais minerais; 
- água e açúcar;
- Etanol hidratado.
21UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Esta classificação de sistema são substâncias consideradas solúveis uma na outra, 
ou seja, se misturam formando uma única fase.
2. Heterogêneo: Pode apresentar duas ou mais fases
- água e óleo;
- água e areia;
- Gasolina e água.
Este tipo de sistema são substancias que não se misturam, consideradas insolúveis 
uma na outra ou imiscíveis. Formando assim duas ou mais fases.
Conforme comentado anteriormente a água é o solvente universal, pois possui óti-
mas propriedades físicas e químicas que a torna um excelente solvente para um grande nú-
mero de substâncias químicas. Entre essas propriedades podemos enumerar a sua grande 
estabilidade química, térmica e mecânica, ser líquida em uma faixa de temperatura útil para 
trabalhos de laboratório, possuir uma constante dielétrica e tensão superficial relativamente 
elevadas, entre outras. Devido a essas características, a água é conhecida como o solvente 
universal. O processo de autoionização da água líquida pode ser representado pela equa-
ção abaixo: (VOGEL, 1981; UCKO 1992; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
Reação 1:
 
H2O + H2O H3O + + OH- 
ou, simplificadamente,
Reação 2:
H2O H + + OH-
De acordo com a reação 1 acima, pode-se identificar os íons produzidos a autoioni-
zação da água como o H3O+ chamado de hidrônio e OH- também conhecido como hidroxila 
ou oxidrila. O íon hidrônio, pode ser chamado como uma espécie formada pela reação 
reversível, (acima identificada na reação 1), de um próton H+ (o íon positivo/cátion formado 
pela ionização do átomo de hidrogênio) com uma molécula de água. Na reação 2 temos a 
forma simplificada de equação química da água no qual apenas identifica-se o próton H+ 
(hidrogênio) e o ânion OH- (hidroxila).
22UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
3.1 Propriedades gerais das soluções aquosas
Uma propriedade importante em soluções aquosas são as físico-química como exem-
plo é a sua condutividade elétrica, esta capacidade se dá a partir dos eletrólitos, sendo definida 
como a capacidade das soluções de conduzir uma corrente elétrica devido ao movimento relativo 
de íons (cátions e ânions) presentes na solução. Para que sejaum bom condutor vai depender 
dos números de íons. As propriedades e considerações conforme as forças dos eletrólitos vai 
depender se vai solubilizar em água de acordo com seu tipo de ligação.
a) Ligações iônicas:
Neste tipo de ligação os íons são solubilizados e rodeados por moléculas de água, 
o transporte provoca o fluxo de íons e de corrente elétrica, processo este chamado de 
solvatação, ou seja, é um processo de dissolução em que a substância é solubilizada em 
íons negativos e positivos ficando envoltos por moléculas de solvente, geralmente a água. 
b) Ligações covalentes/moleculares em água
Compostos moleculares geralmente não formam íons, exceto quando houver uma 
diferença de eletronegatividade entre os átomos, consequentemente se não há a formação 
de íons não há a condução de eletricidade, geralmente em compostos orgânicos. (RUSSEL, 
1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
ELETRÓLITOS
São substâncias químicas que formam íons quando dissolvidas em água ou em 
outro solvente possuindo a capacidade de conduzir eletricidade. Os três tipos de eletrólitos 
inorgânicos principais são ácidos, bases e sais, estes formam íons quando dissolvidos 
em água, possuindo a capacidade de condução de energia. Estes eletrólitos podem ser 
classificados de acordo com a dissociação em água:
a) Eletrólitos fortes
São substâncias se ionizam ou dissociam completamente em um solvente (água), 
principalmente as substâncias inorgânicas que possui na maioria das vezes ligações 
iônicas. Esses íons formados (positivos e negativos) podem conduzir eletricidade como 
exemplo alguns ácidos, bases fortes e alguns sais inorgânicos.
23UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
Ácidos: 
- HCl, HClO4, H2SO4, HI, HBr, HNO3
Bases:
- Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos 0
NaOH, KOH, Ca (OH)2, Ba (OH)2 
Sais: 
NaCl, MgCl, CaCl2, CaCO3, MgSO4, KNO3
b) Eletrólitos fracos:
São substâncias que se ionizam parcialmente em um solvente. Geralmente ácidos 
e bases inorgânicas fracas, originam eletrólitos fracos respectivo.
Ácidos inorgânicos: 
H2CO3, H3BO3, H3PO4, HF, HNO2
Bases inorgânicas:
NH4OH
Ácidos orgânicos: maioria
 
c) Não eletrólitos: são substâncias que não se modificam ou ionizam em um sol-
vente, não possuindo a capacidade de condução elétrica (VOGEL, 1981; UCKO 1992; 
RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005). 
24UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
SAIBA MAIS 
Desde a antiguidade a parte experimental da química analítica tem seus conhecimentos 
ensinados, Caius Plinius Secundus (23-79 d.C.) aproximadamente a 2000 anos atrás fez 
o primeiro registro de um teste químico de análise qualitativa. Esse mesmo tratava-se de 
detectar a contaminação de sulfato de ferro (II) em acetato de cobre (II), consistia em tratar 
uma tira de papiro embebida em extrato de noz de galha (ácido tânico) com a solução sob 
exame. Se a tira adquirisse a cor preta, indicava presença do sulfato de ferro (II).
Robert Boyle (1627- 1691) na segunda metade do século XVII, contribuiu muito para o 
desenvolvimento da análise química, tendo seu estudo focado no uso de reações quími-
cas para identificar várias substâncias e introduzindo novos reagentes analíticos, sendo 
pioneiro no uso do “volatile sulphureous spirit” (sulfeto de hidrogênio) com fins analíticos. 
Vários outros pesquisadores, como Otto Tachenius (início do século XVII) e Sigismund 
Andreas Marggraf (1709 - 1782), contribuíram em grande parte das reações químicas 
conhecidas e usadas em análise qualitativa inorgânica já tivesse sido descoberta até o 
fim do século XVIII. 
A análise qualitativa apresentou avanços significativos no final do século XIX e no início 
do século XX, respectivamente, com os trabalhos de Theodor Heinrich Behrens (1843-
1905) sobre técnicas microscópicas de análise e de Fritz Feigl (1891-1971) e colabo-
radores, sobre os testes de toque (“spot tests”)1,2,4. Estes trabalhos, publicados em 
livros, vieram consolidar essa nova área da análise química.
Através de consulta ao Chemical Abstracts, verificou-se que grande parte dos trabalhos 
publicados sobre análises qualitativas até cerca da metade do século XX compreen-
diam, principalmente, estudos e aplicações de novos reagentes (geralmente orgânicos), 
novos testes para detecção de cátions e ânions usando técnicas microanalíticas, e vá-
rios estudos sobre métodos de separação de íons em uma análise sistemática. A partir 
dos anos 60, as publicações sobre Química Analítica Qualitativa tiveram seu foco volta-
do para as atividades de ensino.
Fonte: ALVIM, T. R.; ANDRADE, J. C. A Importância Da Química Analítica Qualitativa Nos Cursos De Quí-
mica Das Instituições De Ensino Superior Brasileiras. Universidade Estadual de Campinas, 2006. Dispo-
nível em: https://www.scielo.br/j/qn/a/HtWD8bKNVppz37Nz5HwVzbS/?lang=pt. Acesso em: 10 jan. 2022.
https://www.scielo.br/j/qn/a/HtWD8bKNVppz37Nz5HwVzbS/?lang=pt.
25UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
REFLITA
A química analítica é o segmento da química que contribui na separação, identificação e 
determinação quantitativas ou qualitativas dos componentes de uma amostra através do 
desenvolvimento de métodos e procedimentos para que essa determinação seja possível, 
processo importante para desenvolvimento de diversos produtos, inclusive farmacêuticos.
Fonte: VOGEL, 1981.
26UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estamos finalizando a primeira unidade do livro didático de química analítica. Assim 
torna-se importante salientar algumas discussões que foram propostas.
Nossas discussões se iniciaram com os tópicos introdução a química analítica, ma-
téria, estados físicos, mudanças de estados e fenômenos físicos e químicos. Estes tópicos 
foram abordados alguns conceitos primordiais para a sequência da unidade I.
E ao se tratar desta abordagem inicia-se a discussão do próximo tópico da Unida-
de I, intitulado Fórmulas químicas e representação das equações químicas. Neste tópico 
procurei abordar conceitos de fórmulas, estrutural, atômica e plana e suas representações, 
assim como representar estas equações a partir de uma reação química, como reagentes, 
produtos, índices. Também foi abordado uma introdução de reações químicas mais comuns 
em compostos inorgânicos.
Para finalizar nesta unidade foram apresentados como a substâncias inorgânicas 
se comportam em soluções aquosas. Foi abordado o conceito de solução, diferença entre 
uma mistura com sistema heterogêneo e homogêneo (solução) e como se dá a classifica-
ção dos eletrólitos inorgânicos em soluções aquosas, ou seja, eletrólito forte, eletrólito fraco 
ou não eletrólito.
Essa unidade tem o intuito de prepará-lo (a), caro aluno (a) para o assunto que será 
tratado nas próximas unidades. 
Passemos, então, à unidade II.
27UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
LEITURA COMPLEMENTAR
Caro (a) aluno (a) para entender um pouco mais sobre soluções e eletrólitos e suas 
aplicações, leia os artigos abaixo:
Fonte: VALE, W. K. M.; MENEZES, T. M.; BATINGA, V. T. S. A estratégia de resolu-
ção de problemas para a abordagem do contéudo de soluções eletrolíticas. XIII JORNADA 
DE ENSINO, PESQUISA E EXTENSÃO – JEPEX 2013 – UFRPE: Recife, 09 a 13 de 
dezembro. Disponível em: http://www.eventosufrpe.com.br/2013/cd/resumos/R0730-1.pdf. 
Acesso em: 07 fev. 2022.
http://www.eventosufrpe.com.br/2013/cd/resumos/R0730-1.pdf
28UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 
MATERIAL COMPLEMENTAR
LIVRO 
Título: Química geral
Autor: Ricardo Feltre.
Editora: Moderna.
Sinopse: Livro de química básica para introdução a química ana-
lítica, sendo uma coleção do autor em Química geral e orgânica 
apresentando uma análise completa de conceitos, valorizando a 
relação entre aQuímica e o cotidiano. Atividades práticas e de lei-
tura auxiliam o aluno a fixar, recordar, refletir e colocar em prática 
os conteúdos.
FILME / VÍDEO 
Título: O que representa equação química
Ano: 2020.
Sinopse: Representação e conceitos de equações químicas.
Link do vídeo: https://www.youtube.com/watch?v=q42LgPmGHmY
29
Plano de Estudo:
● Introdução ao equilíbrio químico;
● Equilíbrio Iônico;
● Escala de pH e pOH.
Objetivos da Aprendizagem:
● Conceituar e contextualizar equilíbrio químicos;
● Estabelecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico;
● Compreender equilíbrio iônico;
● Definir constante iônica acida (Ka) e constante iônica básica (Kb);
● Demonstrar a autoionização da água e sua Constante (Kw);
● Compreender escala e cálculo de pH e pOH.
UNIDADE II
Equilíbrio Químico
Professor Dr. Gustavo Meireles Costa
30UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 30UNIDADE II Equilíbrio Químico
INTRODUÇÃO
Neste tópico será abordado a importância do equilíbrio químico e seu com enfoque 
em certos conceitos como: reações reversíveis, fatores que afetam uma reação em equi-
líbrio químico, constante de equilíbrio, equilíbrio iônico da água, potencial de hidrogênio, 
pH e pOH e efeito tampão. O conceito de equilíbrio químico tem sido apontado por muitos 
autores, todos os seus significados remetem a ideia de proporções iguais, e a partir de tal 
concepção iniciam-se as confusões conceituais, pois em química o significado de equilíbrio 
possui uma concepção distinta, sendo impróprias essas associações. 
Devido à dificuldade de compreender alguns destes conceitos, principalmente o de 
reversibilidade de uma reação, são utilizados alguns instrumentos para que a aprendizagem 
seja satisfatória. Existem várias outras reações na que são reversíveis e podem atingir o 
equilíbrio químico. Macroscopicamente parece que sistema está parado, mas microsco-
picamente este equilíbrio é dinâmico, sendo que os reagentes estão constantemente se 
transformando nos produtos e os produtos em reagentes, com a mesma velocidade. 
31UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 31UNIDADE II Equilíbrio Químico
1. INTRODUÇÃO AO EQUILÍBRIO QUÍMICO
É a parte da físico-química que estuda as reações reversíveis e as condições que po-
dem afetar este sistema. Quando duas substâncias entram em contato (A e B) reagentes, irão 
formar um ou mais produtos (C e D), tem denominado uma reação ilustrada na figura abaixo.
Porém esta reação poderia ser representada de maneira diferente quando se tem 
uma reação reversível, ou seja, os produtos podem formar os reagentes ou vice-versa, 
representado pelas setas nos dois sentidos.
Ou
Em um equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico, ou seja, indica que a reação 
ocorre em um sentido sendo ela uma reação reversível (reagentes para produtos) e possui 
uma velocidade da reação direta (sentido dos produtos v1) e tem a mesma taxa de desen-
volvimento em que a reação ocorre no sentido inverso (produtos para reagentes) possuindo 
uma velocidade da reação inversa (sentido dos reagentes v2). Uma vez atingido o estado 
de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. Observe 
a reação abaixo:
32UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 32UNIDADE II Equilíbrio Químico
- v1 : velocidade da reação direta; v2 : velocidade da reação inversa.
Esta equação ainda pode ser representada com coeficientes estequiométricos, 
importante para constante de equilíbrio, o mesmo sendo observado abaixo pelas letras 
minúsculas.
Graficamente em um sistema fechado reações reversíveis e em equilíbrio dinâmico 
podem ser representadas conforme abaixo: (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
FIGURA 1 - GRÁFICO DE REAÇÕES REVERSÍVEIS 
EM FUNÇÃO DA VELOCIDADE E CONCENTRAÇÃO 
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
De acordo com a figura acima, pode-se observar que no início v1 é a velocidade 
máximo porque as concentrações de dos reagentes A e B apresentam valores máximos, en-
quanto que v2 é igual a zero, porque C e D os produtos ainda não foram formados. De acordo 
com o desenvolvimento da reação, A e B começam diminuir e C e D começam a aumentar, 
portanto v1 começa a diminui e v2 aumenta, no momento em que os reagentes entram em 
contato e os produtos são formados, isto acontece até que as duas velocidades se igualem 
(v1 = v2). No exato momento em que v1 = v2, pode-se dizer que o sistema atinge o estado de 
equilíbrio. Quando houver este estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer 
(nível microscópico) nos dois sentidos, em direção a formação dos produtos e dos reagentes 
isto com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam 
constantes, porem podem diferenciar estas concentrações. Quando houver este processo na 
reação sendo ela reversível pode-se dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico.
33UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 33UNIDADE II Equilíbrio Químico
Ainda analisando-se graficamente pode-se observar na figura abaixo que a con-
centração dos produtos e reagentes são em função do tempo:
FIGURA 2 – CONCENTRAÇÃO DOS PRODUTOS E REAGENTES
 EM FUNÇÃO DO TEMPO EM REAÇÕES REVERSÍVEIS 
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
Pode-se observar no gráfico abaixo que a concentração do reagente é máxima, 
quando se inicia a reação e que diminui com o decorrer da reação até ficar constante, 
enquanto que a concentração do produto é mínima ou zero no início da reação e aumenta 
com o decorrer da reação, conforme os reagentes formam os produtos passar do tempo 
até ficar constante, ou seja, até atingir o equilíbrio (UCKO, 1992; RUSSEL, 1994; FELTRE, 
2004; FELTRE, 2005).
FIGURA 3 – RELAÇÃO DO REAGENTE E PRODUTOS EM FUNÇÃO 
DA CONCENTRAÇÃO EM DECORRER DA REAÇÃO 
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
A relação de concentração de reagentes e produtos em um estado de equilíbrio 
químico pode ser representadas de 3 maneiras conforme gráficos abaixo:
34UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 34UNIDADE II Equilíbrio Químico
FIGURA 4 - CONCENTRAÇÃO DOS PRODUTOS MAIOR QUE OS REAGENTE 
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
FIGURA 5 - CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES MAIOR QUE OS PRODUTOS
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
FIGURA 6 - CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E PRODUTOS SÃO IGUAIS
Fonte: Adaptada de: (RUSSEL, 1994).
Pode-se observar a reação da água entrando em equilíbrio conforme abaixo:
Representação de uma equação química em estado de equilíbrio químico, iodeto 
de chumbo:
35UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 35UNIDADE II Equilíbrio Químico
1.1 Características do equilíbrio
Propriedades macroscópicas permanecem constantes como: 
 9 Cor;
 9 Estado Físico;
 9 Volume; 
 9 Densidade.
As concentrações das substâncias envolvidas no equilíbrio químico permanecem 
constante, isto permite caracterizar o equilíbrio por meio de constantes com a relação entre 
os reagentes e produtos.
- As velocidades diretas (v1) e indireta (v2) permanecem constantes (UCKO, 1992; 
RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
1.2 O princípio de Le Chatelier
O químico francês Henri Le Chatelier (1850-1936) em 1888, descobriu particulari-
dades a respeito do comportamento do sistema em equilíbrio e seu enunciado é da seguinte 
maneira.
“Quando um sistema em equilíbrio são submetidos a uma perturbação qualquer 
sendo ela exterior, este o sistema responderá de forma a minimizar ou reduzir o efeito 
desta perturbação e reestabelecer o equilíbrio com um novo conjunto de condições”.
 
Pode-se dizer que alguns fatores podem influenciar no equilíbrio e deslocar, ou seja, 
alterar a diferença nas velocidades das reações direta e inversa (v1 ou v2), e, consequen-
temente, mudar as concentrações das substâncias (reagentes ou produtos),até que um 
novo estado de equilíbrio seja atingido, ou seja, velocidades e concentrações constantes. 
Quando em um novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentra-
ção inicial, pode-se dizer que houve deslocamento para a direita, ou seja, no sentido de 
formação dos produtos, já que velocidade v1 foi maior que velocidade v2, conforme ilustra a 
equação abaixo:
Reagentes Produtos
No entanto o inverso também pode acontecer, se a concentração dos reagentes for 
maior do que os produtos, houve deslocamento para a esquerda, ou seja, no sentido de 
formação dos reagentes), já que v2 (velocidade dos produtos para reagentes) foi maior que v1:
36UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 36UNIDADE II Equilíbrio Químico
Reagentes Produtos
Quando houver uma perturbação do sistema em equilíbrio aplica-se o princípio, 
assim alguns fatores podem influenciar e deslocar o equilíbrio químico, que são: (UCKO, 
1992; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
a) Concentração;
b) Temperatura;
c) Pressão.
 9 Concentração: 
Quando um sistema em equilíbrio for modificado pelas concentrações das subs-
tâncias envolvidas, sendo elas reagentes ou produtos, a velocidade da reação também 
será alterada sendo diretamente proporcional à esta concentração desta substância (sendo 
reagentes ou produtos), ou seja, a velocidade em um dos sentidos (v1 ou v2) da reação 
será maior, consequentemente este equilíbrio será deslocado para o lado que permitirá que 
novamente estas velocidades se igualem. Alterando as concentrações das substâncias e 
mantendo o equilíbrio, ou seja, a mudança nas concentrações sendo adição vai ao contrário 
da substancia adicionada.
2 CO(g) + O2(g) 2 CO(g)
O aumento na concentração de CO ou O2 o equilíbrio desloca-se para a direita. 
Porém ao contrário também pode afetar o sistema, ou seja, uma substância pode ser retirar 
da reação e afetar este sistema. Quando acontecer, neste caso a velocidade da reação 
tende a se deslocar para o mesmo lado que a substância retirada conforme exemplo abaixo:
2 CO(g) + O2(g) 2 CO(g)
A diminuição na concentração de CO ou O2 o equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
(RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
37UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 37UNIDADE II Equilíbrio Químico
 9 Temperatura
As reações químicas ocorrem geralmente ocorrem com variação de calor ou entalpia: 
 9 Exotérmicas: 
Reações que liberam calor 
 9 Endotérmicas:
Reações que absorvem calor.
O equilíbrio pode ser deslocado no caso de um aumento ou diminuição da tempera-
tura. Quando houver um aumento na temperatura, esta mesma será deslocada no sistema 
no sentido endotérmico (ΔH >0), quando houver uma diminuição da temperatura deslocará 
o equilíbrio no sentido exotérmico (ΔH < 0).
Exemplo:
N2 + 3 H2 2 NH3 ΔH = – 26,2 kcal
A reação representada é exotérmica, está perdendo calor para o meio de acordo 
com sua entalpia (ΔH <0) 
Portanto na figura acima se:
● Aumentar a temperatura deslocará o equilíbrio o sentido endotérmico (Esquerda).
● Diminuir a temperatura, deslocará o equilíbrio para o sentido exotérmico (direita).
 9 Pressão
A pressão pode influenciar o equilíbrio químico sendo que:
1. Aumentando a pressão deslocará o equilíbrio no sentido de menor volume gasoso.
2. Diminuindo a pressão desloca o equilíbrio no sentido do maior volume gasoso.
Exemplo:
Então se tiver uma alteração de volumes como exemplos abaixo terá o seguinte 
deslocamento do equilíbrio:
38UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 38UNIDADE II Equilíbrio Químico
 9 Aumentando de pressão este equilíbrio será deslocado para menor volume 
(direita da reação).
 9 Diminuindo a pressão, este equilíbrio tende a ser deslocado para maior volume 
(esquerda da reação).
Alguns equilíbrios podem não serem afetados pela pressão:
 9 Quando não houver diferença ou variação de volumes:
 9 Quando reagentes e produtos não estão no estado no gasoso.
CH3 – COOH(l) + CH3 – CH2OH(l) CH3COOC2H5(l) + H2O(l)
Segue imagem com resumo dos fatores que podem interferir no equilíbrio.
FIGURA 7 - FATORES
Fonte: Adaptado de: (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005.
1.3 Constante de equilíbrio (Kc)
A obtenção da constante de equilíbrio é a partir das concentrações em mol/L pode 
ser representada a partir da equação abaixo observem:
39UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 39UNIDADE II Equilíbrio Químico
Extraindo os dados das reações pode se observar ou representar:
Na reação da direita tem:
v1 = K1 0· [A]a · [B]b
Para a reação da esquerda ou inversa tem:
v2 = K2 · [C]c · [D]d
Na representação do equilíbrio tem-se v1 = v2
K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d
Ou seja, produtos por reagentes elevados aos coeficientes estequiométricos con-
forme abaixo:
A relação é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de 
concentração molar (Kc):
Lembrando que na expressão de Kc só participam as substâncias que se encontram 
nas fases gasosa ou líquida. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto 
é, sem unidades. O valor de Kc depende da temperatura e quanto maior este valor de Kc, 
maior será o rendimento da reação (RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
Exemplos de como expressar Kc
Exemplo 1
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)
kc= [SO2] 2 .[O2]
 [SO3]2
Exemplo 2
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
kc= [NH3]2
 [N2].[H2]3
40UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 40UNIDADE II Equilíbrio Químico
2. EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio iônico é o termo utilizado quando aparece íons, sendo eles cátions (+) 
e ânions (-), em processos denominados ionização, quando ocorre com um ácido e dis-
sociação com uma base. Pode-se observar abaixo esquema de ionização e dissociação 
(RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
De acordo com o conceito ácido-base de Arrhenius:
BASES: se dissociam em água e produzem OH-
ÁCIDOS: se ionizam em água e produzem H30+ ou (H+)
Pode-se observar abaixo esquema de ionização ácido.
HA H+ + A-
HCN + H20 H+ + CN-
Pode-se observar abaixo dissociação de bases:
 BOH B+ + OH-
 NH4OH NH4+ + OH-
41UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 41UNIDADE II Equilíbrio Químico
2.1 Constante de equilíbrio ácida (Ka) e constante de equilíbrio de 
 basicidade (Kb) 
2.1.1 Constante de acidez (Ka)
Como acontece em qualquer equilíbrio as constantes são definidas com K, quando 
se tratar de um equilíbrio iônico de um ácido é representado por Ka, onde quanto maior o 
Ka maior será a forca ácida. Reação ilustrando a ionização:
HCN + H20 H+ + CN-
Sua constante é representada:
Quanto mais ionizado for o ácido (maior o Ka) maior será sua forca ácida, inverso 
também acontece diretamente à forca quanto menor Ka mais fraco é o ácido. Como a água 
não interfere na ionização, pois sua concentração é constante, não entra na constante 
(VOGEL, 1981; SKOOG, 2010; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
2.1.2 Constante de basicidade (Kb) 
Um equilíbrio iônico que envolve o processo de dissociação de uma base é definido 
e representado por Kb, no qual quanto maior este Kb maior será a forca básica, conforme 
a figura abaixo.
NH4OH NH4+ + OH-
Sua constante é representada:
Quanto mais dissociado for a base (maior o Kb) maior será sua força básica, inverso 
também acontece diretamente a força quanto menor Kb mais fraco ‘é a base.
 
2.2 Equilíbrio iônico da água (Kw)
Na água acontece o processo de equilíbrio chamado de autoionização da água, 
esta constante é chamada de produto iônico da água ou representado por Kw (w refere-se 
à água, cujo em inglês se diz water), conformeilustrado na figura abaixo:
H2O H+ + OH-
42UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 42UNIDADE II Equilíbrio Químico
Sua constante é representada por produto iônico da água ou Kw conforme reação 
abaixo:
Como a água uma substância pura e sua concentração não altera e é constante 
não entra na representação conforme reação abaixo de Kw:
Água pura as concentrações de H+ e OH- são iguais por isso considera a solução 
como neutra então pode-se considerar que as concentrações dos íons na autoionização da 
água seja:
H+ = 1.10-7 mol/L
OH- = 1.10-7 mol/L
Como posteriormente veremos que pH vai até 14 podemos escrever Kw como:
Kw= 1.10-7 x 1.10-7
Ou
Kw = 1.10 -14
Como pode-se observar na reação acima de Kw, pode-se dizer que as quantidades 
de H+ e de OH- na água pura serão iguais meio neutro, porém dependendo do meio que se 
encontrar estas concentrações podem ser distintas, o que pode-se caracterizar meios como 
ácidos, básicos ou neutros de acordo com sua escala de pH e concentração dos íons men-
cionados (VOGEL, 1981; SKOOG, 2010; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
Meio neutro: Concentração de H+ igual de OH-
Meio ácido: Concentração de H+ maior que OH-
Meio básico: Concentração de H+ menor que OH-
43UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 43UNIDADE II Equilíbrio Químico
3. ESCALA DE pH E pOH
Conforme mencionado anteriormente a acidez ou basicidade de uma solução 
depende da concentração do íon hidrogênio (H+) ou hidroxila (OH-). Uma maneira de de-
terminar e/ou expressar a acidez ou basicidade de uma solução e a chamada escala de pH 
(VOGEL, 1981; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
 FIGURA 8 - ESCALA DE PH DE 0 A 14 
Fonte: O autor (2021)
pH neutro: Um pH no valor de 7 representa um meio neutro, em que H+ e OH 
concentrações iguais.
pH ácido: Um pH no valor abaixo de 7 representa um meio ácido, e conforme 
diminui este valor cresce a força ácida, portanto quanto maior a concentração de íons H+, 
maior será sua forca. Este meio tem maior concentração de H+ em relação a OH-
pH básico: Um pH no valor acima 7, no qual a concentração de OH- e maior que 
H+, onde a forca básica também é representada em escala crescente de pH, ou seja, quanto 
maior pH maior forca básica.
44UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 44UNIDADE II Equilíbrio Químico
FIGURA 9 - ESCALA DE pH
TABELA 1 - ESCALA DE pH DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS
Ácido de bateria 1
Suco gástrico 1,6 a 2,0
Vinagre 3,0
Água com gás 4,0
Saliva humana 6 a 7
Sangue humano 7,35 a 7,45
Bicarbonato de sódio 8
Hidróxido de magnésia 10
Hidróxido de sódio 14
Fonte: (VOGEL, 1981; SKOOG, 2010; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
FIGURA 10 - pH DE SUBSTÂNCIAS COTIDIANAS
Fonte: (NELSON, 2014).
45UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 45UNIDADE II Equilíbrio Químico
A partir da escala de pH e autoionização da água 25ºC, pode-se definir que a con-
centração de H+ e OH- são iguais portanto equivale a 1.10-14 conforme a figura abaixo.
[H+]. [OH-] = 1,0.10 -14
Aplicando-se o log na expressão acima pode-se calcular o pH como pOH:
Potencial hidrogeniônico
pH= -log [H+]
Potencial hidroxiliônico
pOH= -log [OH-] 
Exemplo de como utilizar a expressão de cálculo de pH
Exemplo 1:
Determinar o pH da solução de HCl 0,001 mol.L-1.
Solução:
Como pH= -log [H+] 
Temos
pH= -log [0.001]
pH = - (log 0.001)
pH = - (-3)
pH = 3
Como o pH e pOH somando tem igual a 14, pode-se calcular qualquer uma das 
variáveis a partir da expressão abaixo:
pH + pOH = 14
Exemplo 2:
Considerando que o suco de laranja apresente [H+] = 1,0.10-4 mol/L. Como deter-
minar a concentração molar dos íons H+ e pOH presentes nesse suco.
46UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 46UNIDADE II Equilíbrio Químico
Solução:
pH = -log [H+]
pH = - log [1,0.10-4]
pH = 4
pH + pOH = 14 
4 + pOH = 14
pOH = 14 – 4
pOH = 4
Então podemos ter uma ideia de concentração de H+ ou OH- a partir do pH conforme 
exemplos abaixo:
Meio neutro:
[H+] = 1,0 . 10-7 mol/L pH = 7
[OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L pOH = 7
Meio ácido:
[H+] > 1,0 . 10-7 mol/L pH < 7
[OH+] < 1,0 . 10-7 mol/L pOH > 7
Meio básico:
[H+] < 1,0 . 10-7 mol/L pH > 7
[OH-] > 1,0 . 10-7 mol/L pOH < 7
 
Outra variável para cálculo de pH é entender que a concentração de H+ é igual a 
10-pH mol/L.
[H+] =10 -pH
O mesmo serve para pOH e íons OH-
OH- = 10 –pOH
Segue alguns exemplos:
Água pura:
 pH = 7, e [H+] =10-7 mol / L.
Vinagre:
pH = 3 e [H+] = 10-3 mol / L.
Hidróxido de amônia:
pH = 12 e [H+] =10-12 mol / L.
Ácido clorídrico
pH = 1,0 e [H+] =10-1 mol / L.
47UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 47UNIDADE II Equilíbrio Químico
Alguns exemplos de cálculos de pH e pOH a partir de concentrações:
Exemplo 1:
Uma solução que possui pH igual a 5 terá a [H+] e a [OH-] igual a?
Solução: 
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-5 mol/L
Como: 
pH + pOH = 14
5 + pOH = 14
pOH = 9
[OH-] = 10-9 mol/L
Fonte: (VOGEL, 1981; SKOOG, 2010; RUSSEL, 1994; FELTRE, 2004; FELTRE, 2005).
48UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 48UNIDADE II Equilíbrio Químico
SAIBA MAIS
Algumas substâncias inorgânicas são classificadas como ácidos ou como bases (antiá-
cidos) e estão presentes no nosso cotidiano: nos alimentos, no nosso organismo e no 
meio ambiente, fármacos. Os eletrólitos como ácidos e as bases fracas quando solubi-
lizados em água, dissociam ou ionizam-se, estabelecendo-se um equilíbrio reversível 
entre as espécies não dissociadas e os seus íons. Esta reação reversível é possível o 
sistema estabelecer um equilíbrio químico. Baseado nas respectivas constantes de ioni-
zação é possível comparar a força dos ácidos e bases, sendo diretamente proporcional 
ao valor de Ka e Kb respectivamente. No equilíbrio ácidos e bases então envolvidos 
fenômenos como a hidrolise. A hidrólise baseia-se na decomposição dos íons de uma 
substância por intermédio dos íons da água. Os sais são substâncias que apresentam 
com maior este fenômeno. Sais são compostos iônicos que podem ser formados pela 
reação entre um sal e uma base ou um ácido e uma base chamada de reação de neu-
tralização. Alguns estudos demonstram que as soluções de sais em água podem ser 
neutras [H+] = [OH-]), ácidas ([H+] > [OH-]) ou básicas ([H+] < [OH-]). Outro fenômeno 
importante neste equilíbrio é o efeito tamponante de algumas espécies. As soluções 
tampões são formadas por um ácido fraco e um sal do mesmo ácido fraco obtido pela 
reação com uma base forte. Estas soluções não sofrem variações bruscas de pH. Não 
evitam totalmente a variação, mas podem minimizar seus efeitos. São formadas por um 
ácido fraco e um sal do mesmo ácido fraco obtido com uma base forte.
Fonte: FORTE, C. M. S.; PACHECO, L. C. M.; QUEIROZ, Z. F. Química Analítica I. Universidade Esta-
dual do Ceará – UECE (2019). Disponível em: https://educapes.capes.gov.br/handle/capes/552887. 
Acesso em: 14 mar. 2022.
https://educapes.capes.gov.br/handle/capes/552887.
49UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 49UNIDADE II Equilíbrio Químico
REFLITA
A compreensão do tema equilíbrio químico é fundamental formação de parte desem-
penham em papel importante em muitos processos industriais. Trata-se de como as 
reações químicas se passam a nível molecular. Conceito simples para entendimento de 
outros como comportamento ácidos/bases e reações de oxido-redução.
Fonte: TITTON, L. A. Jogos de empresas: decisões de carteiras em um jogo de bancos. 
Dissertação (Mestrado) Faculdade de Economia, Administração e Contabilidade de Ribeirão Preto da 
Universidade de São Paulo. Orientadora Irene Kazumi Miura. Ribeirão Preto, 2006. Disponível em: 
https://www.teses.usp.br/teses/disponiveis/81/81132/tde-03122014-153925/publico/Juliana_do_Nasci-mento_Gomes.pdf. Acesso em: 30 nov. 2021.
https://www.teses.usp.br/teses/disponiveis/81/81132/tde-03122014-153925/publico/Juliana_do_Nascimento_Gomes.pdf
https://www.teses.usp.br/teses/disponiveis/81/81132/tde-03122014-153925/publico/Juliana_do_Nascimento_Gomes.pdf
50UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 50UNIDADE II Equilíbrio Químico
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estamos finalizando a segunda unidade do livro didático de química analítica. Assim 
torna-se importante salientar algumas discussões que foram propostas.
Nossas discussões se iniciaram com os tópicos introdução ao equilíbrio químico, 
como alguns pontos abordados dentro deste tópico como constante de equilíbrio, fatores 
que influenciam neste equilíbrio como, temperatura, pressão e concentração. Estes tópicos 
foram abordados alguns conceitos primordiais para a sequência da unidade II.
E ao se tratar desta abordagem inicia-se a discussão do próximo tópico da Unidade 
II, intitulado Equilíbrio iônico. Aqui, procurei abordar conceitos de dissociação e ionização, 
básica e ácida respectivamente, assim como suas forças. Neste tópico foi abordado a cons-
tante de equilíbrio iônica para um ácido chamado de Ka e constante de equilíbrio iônica 
para bases chamada Kb. Assim como a constante de autoionização da água representado 
por Kw, tópicos de extrema importância para próximo passo de abordagem.
Para finalizar, nesta unidade foram apresentados como diferenciar uma escala de 
acordo com seu pH e pOH, sendo o meio neutro, alcalino ou ácido e alguns exemplos de 
soluções cotidianas e seus respectivos pH, assim como diferenciar as concentrações de 
íons [H+] e [OH-]. Também pode-se aplicar a escala logarítmica para calcular a concentra-
ção dos íons citados, assim como seu pH e pOH.
Essa unidade tem o intuito de prepará-lo (a), caro aluno (a) para o assunto que será 
tratado nas próximas unidades. 
Passemos, então, à unidade III.
51UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 51UNIDADE II Equilíbrio Químico
LEITURA COMPLEMENTAR
Caro (a) aluno (a) para entender um pouco mais sobre a unidade II, leia o artigo abaixo:
Sugestões de leitura:
“De Svante Arrhenius ao Peagâmetro Digital: 100 Anos de Medida de Acidez” 
Química Nova, 30, 2007, 232-239.
Fonte: GAMA, M. S.; AFONSO, J. C. De Svante Arrhenius ao Peagâmetro Digital: 100 Anos de 
Medida de Acidez. Química Nova. v. 30, n. 01, p. 232-239, 2007. Disponível em: http://static.sites.sbq.org.br/
quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_232_37-AG05151.pdf. Acesso em: 17 nov. 2021.
http://static.sites.sbq.org.br/quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_232_37-AG05151.pdf
http://static.sites.sbq.org.br/quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_232_37-AG05151.pdf
52UNIDADE I Fórmulas e Equações Químicas, Soluções Aquosas de Substâncias Inorgânicas 52UNIDADE II Equilíbrio Químico
MATERIAL COMPLEMENTAR
LIVRO 
Título: Química geral vol 1 e 2
Autor: John Russel.
Editora: Pearson.
Sinopse: O autor abrange as áreas da química geral com comen-
tários adicionais o que vai manter a atenção do leitor, sendo que 
este traz inúmeras aplicações para a indústria. O autor descreve 
diversos conceitos usando uma linguagem simples, coloquial 
e diferente e apresentando-os de um ponto de vista alternativo. 
Visando facilitar o aprendizado, o texto oferece no final de cada 
capítulo, resumos e problemas, comentários adicionais, glossário 
de termos, exemplos e problemas paralelos, além da revisão dos 
conteúdos dentro dos capítulos.
FILME / VÍDEO 
Título: Morte no Everest
Ano: 2015.
Sinopse: É baseado em fatos reais. Mostra a dificuldade de alpi-
nistas em lidar com a pressão atmosférica e a falta de equilíbrio 
químico entre a hemoglobina e o oxigênio.
53
Plano de Estudo:
● Teoria clássica das reações: ácido/básico (neutralização);
● Reações de precipitação;
● Reações de complexação;
● Reações de oxido-redução.
Objetivos da Aprendizagem:
● Conceituar e contextualizar a teoria clássica das reações, conceitos de ácido e base de 
Bronsted Lowry, Arrhenius e Lewis, reação de neutralização, indicadores;
● Compreender as reações de precipitação e solubilidade de sais;
● Determinar conceitos de complexos, classificação, formação,
 ligantes e coordenadas de complexos;
● Definir as reações de oxido redução, número de Nox, e regras para cálculo de Nox; 
● Compreender conceito de agente redutor e agente oxidante.
UNIDADE III
Teoria Clássica das Reações: Ácido/Básico 
(Neutralização), Reações de Precipitação, 
Reações de Complexação e
Reações de Óxido-Redução
Professor Dr. Gustavo Meireles Costa
54UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
INTRODUÇÃO
Neste tópico será abordado a importância do da teoria das reações e seus conceitos 
principais de ácido e base de acordo com Bronsted Lowry, Arrhenius para ter um entendimento 
das reações de neutralização, que nada mais é, que uma reação que acontece entre um ácido e 
uma base formando sal e água. Esta reação é bem frequente no cotidiano, um exemplo prático 
é a hiperacidez estomacal sendo neutralizada por antiácido, uma base. Exemplos no cotidiano 
de pode ser aplicáveis as reações de neutralização, como no preparo de uma limonada, limão 
possui acidez, sedo considerado um ácido, o que pode fazer para diminuir o gosto azedo do 
suco, é adicionar base ou um sal básico, uma substancia comum utilizado como antiácido em 
farmácias o Bicarbonato de sódio (NaHCO3) ele neutraliza a ação do ácido. 
Ainda daremos enfoque as outras reações existentes com a de precipitação, em 
que um dos sais reage formando um produto insolúvel em água, consequentemente preci-
pitando, sendo que os cátions e ânions já possuem sua característica de solubilidade.
Adentrando ainda mais ao mundo das reações, o próximo passo são as reações de 
complexação, onde um metal central é rodeado por ligantes, geralmente a água, e podendo 
ocasionar esta reação onde este se denomina íon complexo, sendo classificados de acordo 
com sua carga e número de coordenadas.
E para finalizarmos as reações de oxido redução, onde uma substancia irá oxidar 
perdendo elétrons e aumentando seu Nox e a outra substancia da reação irá reduzir, ga-
nhando elétrons e diminuindo seu Nox. Reações bem comuns também como no cotidiano 
a oxidação de ligas metálicas, corrosão por substancias ácidas, formação de cloreto de 
sódio, entre outras. 
55UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
1. TEORIA CLÁSSICA DAS REAÇÕES: ÁCIDO/BÁSICO (NEUTRALIZAÇÃO)
1.1 Introdução a teoria clássica das reações
Conforme abordado na unidade II, uma breve introdução sobre ácidos e bases, de-
vemos levar em consideração deve ter o conhecimento dos ácidos e bases são as chamadas 
“teorias” de ácido-base, nada mais é que conceitos de ácidos ou de bases empregados para 
identificar determinadas substancias e suas propriedades ao longo do tempo. Os objetivos 
na apresentação dentre várias definições distintas, é dar enfoque ao estudante na direção de 
uma atitude da importância deste tema ácidos e bases, o que dará ao mesmo um direciona-
mento para realizar e tomar várias decisões em relação a químicas, seja solução aquosa de 
íons, reações orgânicas ou inorgânicas, reações de precipitação ou de oxirredução, titulações 
não aquosas ou qualquer outra, principalmente de neutralização amplamente usada.
A palavra ácido tem sua origem do latim acidus, que significa azedo ou adstringente. 
Sendo inicialmente para referenciar ao vinagre, fabricado desde os primórdios das primeiras 
civilizações mediante a fermentação de sucos de frutas, amplamente utilizado a uva, na 
produção de vinho, nele contido o álcool etílico. Quando se deixa “azedar” o vinho, tem a for-mação do vinagre, sendo uma solução aquosa (água) diluída de ácido acético (CH3COOH). 
Por outro lado, as bases, possuem sabor amargo e dão a impressão de serem escorregadias, 
como o sabão. A palavra base vem do inglês arcaico debase, que significa rebaixar, signifi-
cando abaixar o valor de alguma coisa, por outro lado, a palavra álcali é proveniente do árabe 
al-qali, que significa cinzas de plantas (RUSSEL, 1994; SOLOMONS, 1996).
56UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
Ácidos e bases podem ser classificados e identificados, por uma série de reações 
químicas específicas. Mais comumente ácidos e bases podem ser classificados de acordo 
com a teoria de Arrhenius (1884), Bronsted-Lowry (1923) ou de Lewis (1923) (RUSSEL, 
1994; SOLOMONS, 1996).
 
1.2 Conceito de ácido e base conforme Arrhenius
De acordo com Arrhenius, sua definição se dá que um ácido é uma substância 
contendo hidrogênio que produz íons H+(aq) em solução aquosa, portanto a partir da subs-
tancia origina íons H+(aq) e Bases são substâncias que produz íons OH−(aq), em solução 
aquosa, portanto em solução estas substâncias originam íons OH−(aq), (RUSSEL, 1994). 
Posteriormente, estes conceitos passaram a ser expressos da seguinte maneira: 
Ácidos de Arrhenius: são substâncias que solubilizadas e/ou dissolvidas em água, 
tendem a aumentar a concentração de íons H+. 
Bases de Arrhenius: são substâncias que solubilizadas e/ou dissolvidas em água, 
aumentam a concentração de íons OH- (RUSSEL, 1994; SOLOMONS, 1996).
Como pode ser observado nas reações abaixo o ácido clorídrico HCl e o hidróxido 
de sódio NaOH neste caso, respectivamente, pode-se dizer que nesta reação tem um ácido 
(HCl) e uma base (NaOH) de Arrhenius, pois, ocorrem os processos de as dissociações/
ionizações iônicas quando se adiciona um volume de água (RUSSEL, 1994).
HCl(aq) H+(aq) + Cl − (aq) 
NaOH(aq) Na+(aq) + OH − (aq) 
Segue mais alguns exemplos de ácidos e bases de Arrhenius
HBr(aq) H+(aq) + Br− (aq) 
KOH(aq) K+(aq) + OH− (aq) 
57UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
A definição de Arrhenius limita muita um comportamento das substancias ácido 
e base em uma solução aquosa. Para abranger, novos conceitos foram surgindo dentre 
eles um em especial foi formulado por Bronsted e Lowry (VOGEL, 1981; RUSSEL, 1994; 
SOLOMONS, 1996).
1.3 Definição de Brønsted–Lowry.
Johannes Brønsted (1879-1947) e Thomas Lowry (1874-1936) ampliaram a defi-
nição tornando-a mais geral de ácidos e bases, sendo essa amplamente conhecida como 
Teoria de Bronsted-Lowry de ácidos e bases, a qual teve como suporte a transferência de 
íons H+ de uma substância para outra. 
Ácidos de Brønsted-Lowry: São substâncias (moléculas ou íons) que podem 
 doar um próton (H+) para outra substância. 
Bases de Brønsted-Lowry: São substâncias que podem receber um próton. 
O conceito de Brønsted-Lowry torna-se mais amplo ou abrangente, podendo este ser 
aplicado a qualquer reação que envolva transferência de prótons, inclusive soluções aquo-
sas. Porém devemos prestar atenção para o fato de que os químicos usam H+(aq) e H3O+(aq) 
para representar a mesma coisa, ou seja, o próton hidratado o qual é responsável pelas 
propriedades características das soluções aquosas de ácidos. Entretanto, também devemos 
ter em mente que o íon H3O+ é a representação mais correta, uma vez que o íon hidrônio 
formado é produto da reação da água com um H+ (RUSSEL, 1994; SOLOMONS, 1996).
Como exemplos, podemos analisar as reações de transferência de próton que se seguem:
FIGURA 1 - ÁCIDOS E BASES DE BRØNSTED-LOWRY 
Fonte: (SOLOMONS, 1996).
58UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
Par conjugado de Brønsted-Lowry são espécies químicas que se diferem apenas por 
1 próton, H+, sendo denominados assim. Como podemos observar na figura acima, as espé-
cies HCl e Cl- formam um par conjugado e o mesmo acontece com H3O+ e H2O. Em um par 
conjugado quanto mais forte for o ácido, mais fraca será sua base conjugada e, ao contrário 
também acontece, quanto mais forte será sua base, mais fraco será seu ácido conjugado. 
Na figura acima podemos observar que o ácido HCl reage, formando a base Cl-. 
Estas duas substâncias estão relacionadas entre si pela perda ou pela aquisição de um 
simples próton (H+) e constituem um par ácido-base conjugado. Pode-se dizer que o Cl- é 
a base conjugada do ácido clorídrico HCl e, do mesmo modo, HCl é o ácido conjugado 
da base Cl-. Na reação acima também pode-se observar que H2O e H3O+ formam um par 
conjugado. A água é a base conjugada do H3O+ e, o H3O+ é o ácido conjugado do H2O.
Na reação abaixo ainda podemos relacionar que o HCl e H3O+ são ácidos de 
Brønsted-Lowry, pois doam um próton e o inverso também acontece, Cl- e H2O são bases, 
pois recebem um próton.
FIGURA 2 – REPRESENTAÇÃO DE ÁCIDO E BASE DE BRONSTED-LOWRY 
Fonte: (SOLOMONS, 1996).
Exemplo abaixo de ácido e base de Bronsted-Lowry, no qual a amônia, NH3, é uma 
base de Brønsted–Lowry porque em solução aquosa ela recebe um próton da H20, sendo 
que esta atua como ácido:
 NH3(aq) + H2O(l) NH4(aq) + OH- (aq)
 base ácido Ácido base
Os pares ácido/base conjugados na reação acima são: 
NH4+/ NH3 e H2O / OH−.
59UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
1.4 Conceito de Lewis
O conceito de Lewis define um comportamento ácido-base em termos com caráter 
mais físicos, baseados em propriedades dos sistemas eletrônicos de átomos e moléculas. 
Primordial para entendimento dos conceitos de ácidos e base de Lewis é a capacidade de 
doação ou recepção de par de elétrons (RUSSEL, 1994; SOLOMONS, 1996).
A definição de Lewis (SOLOMONS, 1996):
Ácido: é uma espécie capaz de receber par de elétrons. 
Base: é uma espécie capaz de doar par de elétrons.
Alguns exemplos de reações ácido-base de Lewis são apresentados a seguir:
A amônia (NH3) tem um par de elétrons não compartilhado no qual é compartilhado 
com a substancia BF3 conforme abaixo:
FIGURA 3 – REPRESENTAÇÃO DE ÁCIDO E BASE DE LEWIS 
Fonte: (RUSSEL, 1994).
Um segundo exemplo na reação abaixo, a molécula de amônia (NH3) tem um par 
de elétrons não compartilhado, o qual é compartilhado entre o íon H+ e NH3, formando uma 
ligação NH3-H, dando origem ao íon amônio (NH4+).
H+ + NH3 → NH4+
Ácido base
1.4 Indicadores ácidos-básico
De acordo com a unidade II, ácido e bases possuem valores em uma escala de pH, 
sendo que ácidos < 7 e bases > 7, relembrando a escala, podemos dizer que são espécies 
químicas adicionadas a solução ou substância em determinado meio, tem a capacidade 
de mudança física ou química (apresentam colorações diferentes dependendo da solução 
(VOGEL, 1981; RUSSEL, 1994; SKOOG et al., 2010). 
Então por definição:
60UNIDADE III Teoria Clássica das Reações: Ácido / Básico (Neutralização), Reações de Precipitação, Reações de Complexação e Reações de Óxido-Redução
São compostos com uma propriedade física (normalmente a cor) que muda abrup-
tamente. Portanto, essas perturbações podem causar alterações na aparência do indica-
dor, tais como: aparecimento ou desaparecimento de cor, alteração de cor, aparecimento 
ou desaparecimento de turbidez, com isso indicando uma substância ácida ou básica de 
acordo