APOSTILA - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO 
Fundação Instituída nos termos da Lei nº 5.152, de 21/10/1966 – São Luís - Maranhão. 
DEPARTAMENTO DE TECNOLOGIA QUÍMICA 
QUÍMICA ANALÍTICA - PROFª. LUIZA DANTAS 
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Profª. Drª. Luiza Maria Ferreira Dantas (luiza.dantas@ufma.br / Bloco 06 / Sala 303) 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA_CONTEÚDO 
1. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA 
1.1 Conceitos e classificações dos métodos 
1.2. Etapas de uma análise química 
 
2. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
2.1. Lei de ação das massas. 
2.2. Constantes de Equilíbrio 
2.3. Cálculos de Equilíbrio Químico 
2.4. Atividade e coeficiente de atividade 
 
3. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
3.1. Dissociação da água 
3.2. Teoria protônica dos ácidos e bases 
3.3. Constantes de ionização dos ácidos e bases fracas 
3.4. Cálculo de pH de ácidos, bases e sais 
3.5. Distribuição das espécies em função do pH. 
3.6. Soluções tampão 
 
4. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
4.1. Produto de solubilidade 
4.2. Fatores que afetam a solubilidade: íon-comum, íon diverso, pH 
 
5. EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO 
5.1. Reações de complexação 
5.2. Equilíbrio de complexos 
5.3. Grau de formação das espécies 
5.4. Constantes condicionais 
 
6. EQUILÍBRIO DE OXIRREDUÇÃO 
6.1. Fundamentos básicos em eletroquímica 
6.2. Célula eletroquímica 
6.3. Potencial do Eletrodo 
6.4. Equação de Nernst 
6.5. Constante de equilíbrio a partir dos potenciais eletródicos padrões 
 
BIBLIOGRAFIA 
Básica 
HARRIS, D. C, Análise Química Quantitativa, 7ª ed., LTC, Rio de Janeiro, 2008. 
CHRISTIAN, G. D., Analytical Chemistry, 6a ed., Ed. John Wiley & Sons, NY, 2004. 
SKOOG, D., Fundamentals of Analytical Chemistry., 8a ed., Ed. Thomson, Rio de Janeiro, 2003. 
SANTOS, T.C.R., AMARANTE Jr., O. P., Química Analítica Qualitativa – apostila do conteúdo teórico 2002. 
Complementar 
HAGE, D. S., CARR, J. D., Química Analítica e Análise Quantitativa, Ed. Pearson Universitários, 2011. 
MENDHAM, J. Análise Química Quantitativa, 6ª. ed., Ed. LTC, Rio de janeiro, 2002. 
VOGEL, A. Vogel’s qualitative inorganic analysis. Ed. Longman, London, 1996. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa, Mestre Jou, 5ª. ed., São Paulo, 1981. 
 
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1. REVISÃO 
1.1. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
É o número mínimo de dígitos necessários para escrever um dado valor em notação científica sem a perda de exatidão. 
Exemplo: Ao medir uma massa numa balança que tem a indicação de sensibilidade de 0,001g. Obtemos uma massa de 7,978g na 
nossa pesagem. Então 
7,97 →algarismos exatos 
8 → algarismo incerto 
7,978g → 4 algarismos significativos 
Algarismos Significativos: todos os exatos + primeiro dos incertos. 
 
A contagem dos algarismos significativos faz-se da esquerda para a direita, começando pelo primeiro algarismo diferente de 
zero. 
1. Qualquer algarismo diferente de zero é significativo. 134g → 3 
2. Zeros entre algarismos diferentes de zero são significativos. 3005m → 4 
3. Zeros à esquerda do primeiro algarismo diferente de zero não são significativos. 0,000456g → 3 
4. Para números superiores a 1, os zeros à direita da vírgula contam como algarismos. 34,000g →5 
0,025 2 algarismos, 
2,5 ×10-2 2 algarismos (é equivalente ao anterior). 
0,0250 3 algarismos, 
2,50 ×10-3 3 algarismos (é equivalente ao anterior). 
 
1.2. OPERAÇÕES COM ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
Quando se efetuam cálculos o resultado deve respeitar o número de algarismos significativos dos dados segundo as seguintes 
regras para as operações. 
Adição e subtração – Quando somamos ou subtraímos dois números levando em consideração os algarismos significativos o 
resultado deve manter a precisão do operando de menor precisão. 
12,56 + 0,1236 = 12,6836 = 12,68 
O número 12,56 tem quatro algarismos significativos e o último algarismo significativo é o seis que ocupa a casa dos centésimos. O 
número 0,1236 apresenta quatro algarismos significativos, mas o último algarismo significativo (6) ocupa a casa dos décimos de 
milésimos. O último algarismo significativo do resultado deve estar na mesma casa do operando de menor precisão, nesse exemplo é 
o 12,56. Portanto o último algarismo significativo do resultado deve estar na casa dos centésimos. 
12,3 – 1,63 = 10,67 = 10,7 
 
Multiplicação e divisão – Em uma multiplicação ou divisão levando em consideração os algarismos significativos o resultado 
deve ter o mesmo número de algarismos significativos do numero com a menor quantidade de algarismos significativos. 
3,1415x180 = 565,47 = 5,65 x 102 
4,34 x 9,2 = 39,928 = 4,0 x 10 
Logaritmo e antilogaritmos – o número de algarismos existentes na mantissa do logaritmo de uma grandeza deve ser igual 
ao número de algarismos significativos dessa grandeza. 
log 339 = 2,530 
característica=2 mantissa=530 
 
1.3. SOLUÇÕES 
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A grande maioria dos testes em análise qualitativa é realizada em meio aquoso, devido a isto se faz necessário ter conhecimento 
sobre concentração, diluição, preparo de soluções e transformações de unidade. 
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A espécie em menor quantidade em uma solução é 
chamada de soluto, e a espécie de maior quantidade é chamada de solvente. Concentração refere-se à quantidade de soluto contida em 
um dado volume ou massa. 
 
Existem várias maneiras de expressar concentração, dentre as quais se podem citar: 
▪ Concentração comum: 
É o quociente da massa do soluto (em gramas) pelo volume da solução (em litros). 
v
m
C 1 
Obs.: Não confunda a concentração comum com a densidade da solução. A densidade é o quociente da massa da solução (em 
gramas) pelo volume da solução (em mililitros). 
v
m
d  
 
▪ Molaridade e Molalidade 
O mol é o número de Avogadro de átomos ou moléculas. Molaridade (M) é o número de moles de uma substância por litro 
de solução. Um litro (L) é o volume de um cubo com 10 cm de aresta. Como mcm 1,010  , 333 10)1,0(1 mmL  . 
VPM
m
M
molgPM
gm
n
LV
moln
M

 11
)(
)(
)(
)(
 
Molalidade (W) é a designação da concentração que expressa o número de moles de substâncias por quilograma de solvente 
(e não solução total). Ao contrario da molaridade, a molalidade é independente da temperatura. 
Um eletrólito é uma substância que se dissocia em íons em solução. Em geral, os eletrólitos estão mais dissociados em íons em 
água que em outros solventes. Um eletrólito muito dissociado é chamado eletrólito forte, o que é muito pouco dissociado é chamado 
eletrólito fraco. 
A molaridade de um eletrólito forte é chamada de concentração formal (F) para enfatizar que a substância é realmente convertida 
em outras espécies em solução: 
Ex.: MaCl2 0,44F (70% Mg2+ + 30% MgCl+) 
 
▪ Composição Percentual 
A porcentagem de um componente (soluto) em uma mistura ou solução é usualmente expressa em percentual peso/peso (%pp): 
100
misturaou solução da totalmassa
soluto de massa
massa em mporcentage  
Outra composição percentual comum é a porcentagem volume/volume (%vv): 
100
 totalsolução da volume
soluto de volume
 volumeem mporcentage  
Embora o uso de massa ou volume deva sempre ser expresso para evitar ambiguidade, sugere-se o uso da massa quando não 
há unidades. 
 
▪ Partes por Milhão (ppm) e Partes por Bilhão (ppb) 
Ppm e ppb significam respectivamente gramas de substâncias por milhão ou bilhão de solução ou mistura total. Como a 
densidade de soluçõesaquosas diluídas é próxima de 1,00 g/mL, frequentemente igualamos 1g de água com 1mL de água, embora essa 
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equivalência constitua apenas uma aproximação. Portanto, 1 ppm corresponde a  LmgmLg 11  e 1ppb é  LgmLng 11  . 
Quando em referência a gases, partes por milhão normalmente são expressas em unidades de volume, em vez de unidades de massa. 
Oito ppm de CO no ar, por exemplo, provavelmente significam 8L de CO por litro de ar. 
 
1.4. PREPARO DE SOLUÇÕES 
Para preparar uma solução aquosa com a molaridade desejada de um sólido ou líquido puro, pesamos uma massa exata do 
reagente e a dissolvemos no volume desejado em um balão volumétrico. 
As soluções diluídas são preparadas a partir de soluções concentradas. Um volume ou massa de uma solução concentrada é 
transferida para um recipiente limpo e diluído para um volume ou massa final pretendidos. Uma vez que o número de moles de 
reagentes em V litros contendo M moles por litro é o produto LLmolVM  )/( , podemos igualar o número de moles nas 
soluções concentradas e diluídas: 
𝑀1 × 𝑉1 = 𝑀2 × 𝑉2 
 
1.5. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
A maioria das reações químicas inorgânicas empregadas em análise qualitativa são conduzidas em soluções aquosas. Portanto, 
é importante ter-se um conhecimento geral das características das soluções aquosas de substâncias inorgânicas. A maioria dos processos 
de dissolução é acompanhado de dissociação ou quebra de moléculas. Os fragmentos dissociados são, geralmente, eletricamente 
carregados, de modo que determinações elétricas podem mostrar se houve ou não dissociação. 
A água pura não conduz apreciavelmente a eletricidade porque ela contém concentrações muito baixas de íons. Dissolvendo-
se açúcar com água, a solução ainda não é condutora porque o açúcar não produz íons em solução, mas quando se dissolve NaCl, a 
solução passa a conduzir a eletricidade. 
 
Com base nesta experiência, podemos classificar as substâncias em: 
1) Eletrólito – denominação dada a uma substância que, quando dissolvida em água, forme uma solução capaz de conduzir corrente 
elétrica, logo, as soluções sofrem alterações químicas. São todas as substâncias inorgânicas, tais como: ácidos, bases e sais. 
2) Não-Eletrólito – denominação dada a uma substância que, quando dissolvidas em água, não conduz corrente elétrica e permanecem 
sem modificações. São exemplificadas por materiais orgânicos, tais como: açúcar, glicose, glicerina, etanol e uréia. 
A água quimicamente pura não conduz eletricidade; se, no entanto, como já foi estabelecido, nela dissolvermos ácidos, bases 
ou sais, a solução resultante não só conduzirá a corrente elétrica, como também ocorrerão transformações químicas. O processo 
completo denomina-se eletrólise. 
 
Eletrólise – é o processo pelo qual uma substância em solução sofre decomposição pela passagem de corrente elétrica. A 
quantidade de substância liberada de qualquer eletrólito é proporcional à quantidade de corrente elétrica. 
Os fenômenos que ocorrem durante a eletrólise podem ser estudados na célula eletrolítica. A solução eletrolítica é colocada em 
um recipiente, no qual são imersos dois condutores (metais) chamados eletrodos. Liga-se uma bateria aos eletrodos, estabelecendo-se 
assim uma diferença de potencial. 
Os eletrólitos (antes de serem dissolvidos) podem ser substâncias iônicas ou moleculares. 
Substâncias iônicas – sofrem dissociação. O sólido não dissolvido já é constituído de partículas carregadas, o solvente apenas 
separa o retículo cristalino em suas partes constituintes. A existência de íons hidratados nos cristais mostram que os dipolos da água 
podem ser atraídos por íons positivos ou negativos. A solução como um todo, deve ser eletricamente neutra, pois formam-se íons 
positivos e negativos hidratados em igual número. 
𝑁𝑎𝐶𝑙 ↔ 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙− 
𝐶𝑎𝐶𝑙2 ↔ 𝐶𝑎
2+ + 2𝐶𝑙− 
Substâncias moleculares – sofrem ionização. Por exemplo, as moléculas de HCl são neutras, e nos estados sólido, líquido e 
gasoso não conduzem a corrente elétrica, porque não possuem íons. Entretanto, quando o HCl é colocado em água, a solução resultante 
conduz a eletricidade, indicando a formação de partículas carregadas. Houve a interação das moléculas eletricamente neutras do HCl e 
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as moléculas da água, formando íons positivos e negativos que não existiam, isto é, ocorreu a formação de ligações de hidrogênio com 
a água. 
A ionização de um soluto molecular (HCl) pela água pode ser considerada uma reação química e pode ser representada por: 
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑙− 
𝐻𝐶𝑙 ↔ 𝐻+ + 𝐶𝑙− 
 
1.6. GRAU DE DISSOCIAÇÃO 
Muitos dos solutos que iremos estudar são eletrólitos, ou seja, formam íons quando dissolvidos na água (ou outros solventes) e 
produzem soluções que conduzem eletricidade. Quanto maiores forem as concentrações dos íons na solução e maior a velocidade com 
que se desloquem, maior será a quantidade de eletricidade que passará através da solução e maior será, pois, a sua condutividade elétrica. 
A determinação da condutividade elétrica das soluções de HCl 1 molL–1 e de CH3COOH 1 molL–1 mostra que o ácido clorídrico 
está fortemente dissociado, enquanto que o ácido acético só o está 0,42%. Concluí-se, pois, que o HCl fornece uma maior concentração 
de carga. Com base neste tipo de observação experimental, os eletrólitos podem ser subdivididos em dois grupos mais ou menos 
distintos, como mostra a tabela abaixo: 
 
Tabela 1. Classificação dos Eletrólitos 
FORTES FRACOS 
Ácidos Inorgânicos HNO3, HClO4, H2SO4, HCl, HI, HBr, HClO3, HBrO3. Muitos ácidos inorgânicos, incluindo H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3. 
Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos Muitos ácidos orgânicos 
 Muitos Sais Amônia e muitas bases orgânicas 
 Haletos, CN-, SCN‒ de Hg, Zn e Cd. 
 
O número que indica a fração da quantidade total de eletrólito dissolvido que está dissociada em íons chama-se grau de 
dissociação eletrolítica e representa-se por α. 
A extensão da ionização de um soluto varia grandemente. O grau de dissociação (α) é igual a fração das moléculas que estão 
efetivamente dissociadas. A percentagem de dissociação das substâncias pode ser determinada pela medida de qualquer propriedade 
que dependa da concentração dos íons. 
∝=
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
 
 
EXERCÍCIOS 
1.1) Calcule o volume necessário para preparar 250 mL de soluções 0,5 mol/L dos seguintes ácidos: 
a) HCl, d = 1,18 g/mL, pureza = 37,2%, (PM = 36,45 g/mol) (10,38 mL) 
b) H2SO4, d = 1,18 g/mL, pureza = 25%, (PM = 98,08 g/mol) (41,55 mL) 
c) HF, d = 1,123 g/mL, pureza = 38%, (PM = 20,01 g/mol) (5,86 mL) 
1.2) Achar a molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30 g de álcool etílico (C2H5OH – PM = 46,07 g mol-1) em 3,50 L. 
(0,0143 mol/L) 
1.3) Como prepararia 0,150 L de uma solução 0,500 M de NaOH, a partir de NaOH sólido e água. (3g) 
1.4) Quantos mililitros de NaNO3 0,500M seriam necessários para preparar 200 mL de uma solução de NaNO3 0,250M? (100 mL) 
1.5) Qual a molaridade de NaCl quando dissolvemos 32,0g do sal em água e diluímos a 0,500L? (1,09 mol/L) 
1.6) (Harris) Quantos gramas de ácido bórico [B(OH)3 – PM = 61,83] devem ser utilizados para preparar 2,00L de solução 0,0500M? 
(6,18g) 
1.7) (Harris) Quantos mililitros de uma solução de H2SO4 3,00M são necessáriospara reagir com 4,35 g de sólido contendo 23,2% de 
Ba(NO3)2 se a reação é Ba2++SO42-→BaSO4? (Harris, Daniel C.) (1,29 mL) 
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1.8) (Harris) Quantos gramas de uma solução 50% pp de NaOH (PM = 40,00) devem ser diluídos para preparar 1,00L de uma solução 
0,10M de NaOH? (8g) 
1.9) (Harris) Uma solução com um volume final de 500 mL foi preparada pela dissolução de 25,00 mL de metanol (CH3OH, densidade 
= 0,7914 g/mL) em clorofórmio. 
a) Calcule a molaridade do metanol na solução. (1,235 molL-1) 
b) Se a densidade da solução é de 1,454 g/mL, calcule a molalidade do metanol. (0,8729 molKg-1) 
1.10) O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica percentagem em peso. (densidade = 1,18 g mL-1). 
a) Achar a molaridade do HCl. (11,98 mol/L) 
b) A massa de solução que contém 100 mmol de HCl. (9,85 g) 
c) O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl. (8,34 mL) 
1.11) Quantos gramas de ácido perclórico, HClO4, estão contidos em 37,6 de uma solução aquosa de HClO4 a 70,5%pp? Quantos 
gramas de água estão presentes nesta mesma solução? (11,09 g) 
1.12) (Harris) Um frasco de ácido sulfúrico concentrado, 98%pp em H2SO4, possui a concentração de 18M. 
a) Quantos mililitros de reagente devem ser diluídos para preparar 1,00L de uma solução 1,00M de H2SO4. (55,6 mL) 
b) Calcule a densidade do ácido sulfúrico a 98 %pp em H2SO4. (1,8 g/mL) 
1.13) Quantos gramas de uma solução de HF 0,491% são necessários para prover um excesso de 50% para reagir com 25,0 mL de 
solução de Th4+ 0,0236 M pela reação Th4+ + 4F- → ThF4(s)? (Harris, Daniel C.) (14,42 g) 
1.14) Determine a massa que deve ser pesada (ou volume que deve ser medido) no preparo de 250mL das soluções citadas abaixo, 
em cada caso expresse a concentração em mg/L: 
PM: Al=26,98; S = 32,08; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00. 
a) Solução de amônia (hidróxido de amônio) 2 molL-1 (dados: d=0,95g/mL e teor 25%) 70 g /73,7𝑚𝐿 
b) Solução de 0,1 molL-1 Al2(SO4)3 8,56𝑔 ou 
 
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2. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA ANALÍTICA 
A química analítica é um ramo da química, que consiste num conjunto de técnicas e métodos que têm como objetivo 
determinar a composição química de uma amostra, isto é, as espécies presentes e a quantidade de cada uma. 
A química analítica pode ser dividida em: química analítica qualitativa e química analítica quantitativa. 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA é a parte da química que determina os constituintes (elementos, grupo de elementos ou 
íons) que formam uma dada substância ou mistura. 
QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA é a parte da química que determina as quantidades dos constituintes, previamente 
identificados, numa dada substância. 
Normalmente, a Análise Qualitativa deve preceder a Análise Quantitativa. Deve-se recorrer à Análise Qualitativa mesmo 
quando se trata da determinação da percentagem de um constituinte cuja presença na substância em estudo é conhecida 
antecipadamente. De fato, só se pode escolher o método mais adequado para determinação quantitativa de um componente depois de 
saber quais os outros elementos ou íons presentes na substância em estudo (interferentes). 
As “perguntas mais frequentes” em Química Analítica são: 
 
A Química Analítica e, em particular a Análise Qualitativa, tem uma importância científica e prática enorme, porque apresenta 
um conjunto de métodos de investigação das substâncias e das suas transformações. São também de grande valor nas disciplinas 
científicas afins da Química: Mineralogia, Geologia, Fisiologia, Microbiologia e também em Medicina e Agronomia. 
Para a realização da análise química devem-se seguir algumas etapas: 
- Identificar os constituintes de interesse e seus interferentes; 
- Separar os elementos interferentes; 
- Analisar a quantidade de cada elemento de interesse. 
A Química Analítica se baseia em mudanças de características detectáveis, isto é, os métodos de análise se baseiam em reações 
que causem mudança de coloração, formação de precipitados, desprendimento de gases, variação no potencial eletroquímico de uma 
solução, entre outras. 
 
2.1 ANALISE QUALITATIVA 
Em Química Analítica Qualitativa, o elemento ou íon a ser determinado é tratado de maneira a se transformar num composto 
que possua certas propriedades que lhe são características. 
- A transformação que se processa é denominada: REAÇÃO ANALÍTICA 
- A substância que provoca a transformação é denominada: REAGENTE 
- A substância a ser analisada é denominada: AMOSTRA 
A química Analítica Qualitativa utiliza duas formas básicas de reações: 
• Reações por via seca: aquecimento a seco; aquecimento sobre carvão; teste da chama; pérola de bórax (tetraborato). 
• Reações por via úmida: utiliza diversas reações específicas dos elementos, sendo necessário o preparo de uma solução da 
amostra. A dissolução deve ser efetuada em passos que garantam que as espécies químicas permanecerão como estavam na amostra 
ou pelo menos de forma conhecida, estável e de fácil determinação. A este procedimento de dissolução se dá o nome de abertura da 
amostra. 
A análise por via úmida ainda é dividida em dois grupos: analise de cátions e análise de ânions. Os cátions são subdivididos em 
cinco grupos, de acordo com as características em relação à solubilidade de seus sais comuns. Os ânions, por sua vez, são subdivididos 
QUAL?
QUANTO?
COMO?
ONDE?
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em duas classes de acordo com as reações que ocorrem com produção e desprendimento de gás ou reações de precipitação e 
oxirredução. 
 
2.2 ANALISE QUANTITATIVA 
Nas análises quantitativas, a quantidade de analito é determinada por métodos qualitativos clássicos ou instrumentais. O método 
é o conjunto de normas e procedimentos, que compreende desde a amostragem, preparação da amostra, o instrumento de medida até 
a forma de avaliação dos resultados finais, que devem ser seguidos durante uma análise química. 
Métodos Clássicos: são métodos estequiométricos onde o íon a ser determinado reage quimicamente com um reagente de modo a 
produzir uma variação no sistema que possa ser detectada visualmente. 
a. Gravimetria 
b. Volumetria: Neutralização, Precipitação, Complexação, Óxido-Redução. 
Métodos Instrumentais: métodos analíticos cujas informações são obtidas por meio do sistema de detecção do instrumento de 
medida 
c. Espectrométricos: Espectrofotometria; Fluorimetria; Fotometria de chama; Absorção atômica. 
d. Eletroanalíticos: Potenciometria, Condutimetria, Voltametria, Amperometria, Coulometria. 
e. Termoanalíticos: Análise Térmica, Termogravimetria; etc. 
f. Outros: Cromatográficos. 
 
2.3 ETAPAS ENVOLVIDAS NUMA ANÁLISE QUÍMICA 
Uma amostra pode ser: 
Homogênea - sua composição é a mesma em toda a parte (ex. chapa de latão) 
Heterogênea – possui uma composição diferente de um lugar para outro (ex. água do oceano, rios, ar, mineral). 
 
I. Seleção do método: 
• Deve ser preciso, exato, sensível, seletivo e robusto. 
• Analista deve conhecer os detalhes práticos e seus princípios teóricos 
• Custo versus Número de amostra 
• Complexidade da amostra e a quantidade de analito presente na amostra.II. Amostragem – é o processo de seleção do material representativo para análise. 
III. Preparação da amostra – O objetivo da preparação da amostra é tornar o analito disponível para ser medido, conforme o 
método analítico escolhido. Que consiste em todas as etapas necessárias para converter uma amostra bruta representativa em 
uma forma apropriada para análise química. 
INTERFERÊNCIAS – espécies diferentes que aumentam ou diminuem a respostas do método. 
MASCARAMENTO – formação de uma espécie interferente em uma forma que não seja detectada. 
reage não ][
)(
)(
43
6
43
242






EDTAAlF
EDTAAlEDTAAl
EDTACaEDTACa
 
IV. Análise: medir a concentração da espécie em várias alíquotas (diminui a incerteza). Utilizar diferentes métodos. 
V. Relatório – Interpretação dos resultados – Conclusão. 
 
EXERCÍCIOS 
2.1. Qual a diferença entre Química Analítica Qualitativa e Quantitativa? 
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2.2. Qual a finalidade da Química Analítica? 
2.3. Cite as etapas de uma análise química? 
2.4. Quais os tipos de análises volumétricas mais utilizadas? 
 
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3. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
3.1. REAÇÕES REVERSÍVEIS 
As reações consideradas IRREVERSÍVEIS são aquelas em que os reagentes não podem ser regenerados após a obtenção dos 
produtos. Segundo a lei da ação das massas, isto só é possível se retirarmos o produto do meio reacional. 
Temos como exemplo de reação irreversível:   OHCuSOOHCuSO
Branco
calor
Azul
2424 5   
 
Deixando-o esfriar em presença de ar, o pó lentamente volta à cor azul, devido à transformação inversa, dizemos então que a 
transformação foi invertida:    
AzulUmidadeBranco
OHCuSOOHCuSO 2424 5 
Por outro lado, se o aquecimento for efetuado em um recipiente hermeticamente fechado, teremos as duas reações se 
processando simultaneamente; a reação é chamada então de REVERSÍVEL, e escrevemos: 
OHCuSOOHCuSO 2424 5  
 
“Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos”. 
 
3.2. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
É um sistema dinâmico onde ao mesmo tempo e à mesma velocidade ocorrem duas ou mais reações químicas. Isto é, no 
momento em que os reagentes se combinam formando determinados produtos, as moléculas formadas se reagrupam formando novas 
moléculas de reagentes de forma que, no ponto designado de equilíbrio, existe o mesmo número de moléculas de produtos sendo 
formadas quanto de reagentes sendo restituídos à forma original. 
A LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI DE GULDBERG-WAAGE diz que “a velocidade de uma reação, a temperatura 
e pressão constante, é proporcional ao produto das concentrações efetivas das substâncias reagentes”. Ou seja, quando a velocidade 
da reação num sentido é exatamente igual à da reação do sentido inverso, existe uma condição de equilíbrio químico. 
 
 
3.3. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
Considere a seguinte reação genérica: dDcCbBaA  . Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V1 e 
V2, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são: 
dcba DCkVBAkV ][][ e ][][ 2211  
k1 e k2 são as constantes de velocidade, também chamadas constantes cinéticas, das reações direta e inversa, respectivamente. No 
equilíbrio: V1 = V2 

ba
dc
dcba
BA
DC
k
k
DCkBAk
][][
][][
][][ ][][
2
1
21 ba
dc
BA
DC
Keq
][][
][][
 
A constante de equilíbrio, Keq, é a razão entre produtos e reagentes. Consequentemente, quanto maior o valor de Keq, maior o 
rendimento da reação direta. De modo inverso, quanto menor o valor de Keq, menor o rendimento da reação direta. 
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3.4. MANIPULANDO CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
- Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido. 
No sentido direto: 
][
]][[
1
HA
AH
KAHHA

  
No sentido inverso: 
1
'
1
1
]][[
][
KAH
HA
KHAAH 

 
- Quando uma reação é multiplicada por um número, a constante de equilíbrio é elevada àquela potência. 
- A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações é o produto das constantes de equilíbrio para as reações 
individuais. 
3
2
1
KCHACHA
KCHCH
KAHHA






 
]][[
]][[
]][[
][
][
]][[
213
CHA
CHA
CH
CH
HA
AH
KKK



 
- A concentração de solutos deve ser expressa em números de moles por litro. 
- As concentrações de sólidos, líquidos e solventes puros são omitidas porque são iguais à unidade. 
 
Para gases, a Lei da ação das massas pode ser escrita em função de pressões parciais expressas em atmosferas. Embora Kp e Keq 
sejam constantes a qualquer temperatura, não são necessariamente iguais. 
aA bB cC dD   
c dP PC DKp
a bP PA B
 
como nRTPV nRT P
V
   , substituindo em Kp, temos: 
 
( ) ( )
C CD D
C CD D
C D A B
A B A B
A B A B
n RT nn RT n
V V V V
Kp RT
n RT n RT n n
V V V V
  
      
      
      
  
       
       
       
 
Como n/V = concentração molar,  
ngás
Kp Keq RT

  . 
 
Tabela 1. Principais tipos de equilíbrio e constantes de equilíbrios usadas em Química Analítica 
Tipo de Equilíbrio 
Nome e Símbolo da Constante 
Equilíbrio 
Exemplo Típico 
Expressão da Constante de 
Equilíbrio 
Ionização da água Constante do Produto Iônico, KW 2 H2O → H3O+ + OH- KW = [H3O+] [OH] 
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Ionização de Eletrólitos 
Fracos 
Constante de Ionização, Ka ou Kb 
CH3COOH + H2O → H3O+ + 
CH3COO- 
CH3COO- + H2O → OH- + CH3COOH 
Ka=[H3O+][CH3COO-]/
 [CH3COOH] 
Kb=[OH-][CH3COOH] /CH3COO-] 
Sólidos “Insolúveis” 
Equilíbrio Heterogêneo 
Produto de Solubilidade, Kps AgCl(s) → Ag+ + Cl- Kps = [Ag+].[Cl-] 
Formação de um íon 
Complexo 
Constante de Formação, βn Ni2+ + 4 CN-↔Ni(CN)42- β4=[Ni(CN)42-] / [Ni2+][CN-]4 
Equilíbrio redox KRedox Cu + 2 Fe3+↔ Cu2+ + 2Fe2+ KRedox=[Cu2+][Fe2+]2 /[Fe3+]2 
 
3.5. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E DIREÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Os valores observados para as constantes de equilíbrio variam desde números muito grandes até extremamente pequenos, 
dependendo da reação em questão, e podem mostrar a tendência que uma reação tomará até que o estado de equilíbrio seja alcançado. 
a) Se K < 1, isto indica que a reação ocorre em maior extensão no sentido da direita para a esquerda, ou seja, a reação inversa predomina 
sobre a reação direta. A reação ocorre em maior extensão no sentido dos reagentes. No equilíbrio, os reagentes são mais abundantes 
que os produtos. 
510.0,1  KeqDCBA 
b) Se K > 1, isto indica que a reação ocorre em maior extensão no sentido da esquerda para a direita, ou seja, a reação direta predomina 
sobre a reação inversa. A reação se desenvolve em maior extensão no sentido dos produtos. No equilíbrio, os produtos são mais 
abundantes que os reagentes.510.0,1 KeqHGFE 
 Deste modo, a magnitude da constante de equilíbrio é uma medida do grau com que uma reação se completa. 
 
3.6. PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER 
O princípio de Le Chântelier dispõe que, se um sistema em equilíbrio é perturbado, os sistema se deslocará de tal forma que a 
perturbação seja neutralizada. 
 
VARIAÇÃO NAS CONCENTRAÇÕES DE REAGENTES OU PRODUTOS 
Considere a reação: )(2)(3)( 322 gNHgHgN  
- Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbrio, o sistema deve responder para neutralizar o H2 adicionado. O sistema deve 
consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido. Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] 
aumentará. 
- A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe do aumento. 
- A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no sentido da diminuição. 
Podemos verificar algebricamente fazendo o quociente da reação, Q, o qual possui a mesma forma da constante de equilíbrio. 
A única diferença é que Q é calculado com qualquer concentração existente, ainda que a solução não esteja em equilíbrio. Quando o 
sistema atinge o equilíbrio, Q = K. 
3
22
2
3
]][[
][
HN
NH
Q  
- Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir o equilíbrio (ex., produtos são 
consumidos, reagentes são formados, o numerador na expressão da constante de equilíbrio 
diminui e Q diminui até se igualar a K). 
- Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir o equilíbrio. 
 
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VARIAÇÃO DA TEMPERATURA 
Uma reação exotérmica é favorecida com a diminuição da temperatura, ao passo que a formação de produtos em uma reação 
endotérmica é favorecida com o aumento da temperatura. 
Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra necessariamente é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a 
temperatura fará com que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das reações se igualarão 
novamente depois de um tempo; porém nesse caso como temos o favorecimento e o desfavorecimento da formação de certas 
substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais a mesma da temperatura anterior. 
 
Obs.: Reação exotérmica – o sinal negativo da variação de entalpia (∆H°) indica que o calor é liberado. 
Reação endotérmica – o sinal positivo da variação de entalpia (∆H°) indica que o calor é absorvido. 
 
CATALISADOR 
A adição de um catalisador direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é mais rápido 
do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de equilíbrio, ele apenas 
faz com que o equilíbrio seja atingido em um tempo menor, conforme mostrado na figura a seguir: 
 
VARIAÇÃO DA PRESSÃO 
Para sistemas gasosos o aumento da pressão fará o equilíbrio se deslocar no sentido de 
formação de espécies que ocupem o menor espaço. Isto é, se o produto da reação de duas moléculas 
de gases gera uma única molécula de gás, com o aumento da pressão o equilíbrio será deslocado para 
a formação do produto. Desta forma, também a diminuição da pressão deslocará o equilíbrio para a formação do maior número de 
espécies. 
Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e reagentes gasosos, a pressão não tem nenhum efeito. 
 
Tabela 1. Efeito das Perturbações sobre o Equilíbrio. 
Perturbação Alteração quando o sistema reacional 
retorna ao equilíbrio 
Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre a 
constante 
Adição de reagente Parte do reagente adicionado é consumida Deslocamento para a direita Não há alteração 
Adição do produto Parte do produto adicionado é consumida Deslocamento para a esquerda Não há alteração 
Redução do volume 
Aumento de pressão 
 
A pressão diminui 
Deslocamento no sentido do menor 
número de moléculas de gás 
Não há alteração 
Expansão do volume 
Diminuição de pressão 
 
A pressão aumenta 
Deslocamento no sentido do maior 
número de moléculas de gás 
Não há alteração 
Elevação de Temperatura Há consumo de energia térmica Deslocamento no sentido endotérmico Há alteração 
Abaixamento de 
Temperatura 
Há desprendimento de energia térmica Deslocamento no sentido exotérmico Há alteração 
 
3.7. RELAÇÃO ENTRE CONSTANTE DE IONIZAÇÃO E GRAU DE IONIZAÇÃO 
Muitos dos solutos que iremos estudar são eletrólitos, ou seja, formam íons quando dissolvidos na água (ou outros solventes) e 
produzem soluções que conduzem eletricidade. 
O grau de dissociação (ou grau de ionização) expressa a fração das moléculas que estão efetivamente dissociadas. É representada 
pela letra grega α; então: 
∝=
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟ó𝑙𝑖𝑡𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑜 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟ó𝑙𝑖𝑡𝑜
 
Para eletrólitos fortes o número de moléculas dissociadas é muito maior que o número de moléculas que não se dissociam. Isto 
significa que α se aproxima de 1, ou seja, quase 100% das moléculas estão dissociadas. 
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Catalisador
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cat%C3%A1lise
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Para os eletrólitos fracos o número de moléculas dissociadas é muito menor que o número total de moléculas, de forma que α 
se aproxima de zero. Então: 
Quando α = 0, tem-se um não eletrólito. 
Quando α → 0, tem-se um eletrólito fraco. 
Quando α ← 1, tem-se um eletrólito forte. 
A constante de equilíbrio de dissociação e o grau de dissociação para uma determinada concentração estão interligados. Quanto 
maior for a constante de equilíbrio, maior será a dissociação do eletrólito. 
Consideremos a ionização de um ácido fraco, como, por exemplo, o ácido cianídrico: 
  CNHHCN 
A aplicação da lei de ação das massas a este equilíbrio nos dará: 
][
]][[
HCN
CNH
Ka

 
onde Ka é a constante de equilíbrio do sistema, e é conhecida como constante de ionização ou dissociação do ácido fraco HCN. 
Numa solução C molar deste ácido, temos que: 
   CNHHCN 
Concentração inicial c 0 0 
Concentração dissociada cα cα cα 
Concentração no equilíbrio (c- cα) cα cα 
 
Portanto: 




)(][
]][[


cc
cc
K
HCN
CNH
K aa




1
2c
Ka . Essa equação é conhecida como Lei de diluição de Ostwald. 
Para eletrólitos muito fracos, α é muito pequeno, e podemos admitir que 1- α ≈1. A lei de Ostwald fica, então: 
2cK  . 
 
EXERCÍCIO – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
3.1. Responda: 
a) Defina Equilíbrio Químico 
b) O que determina a Lei da Ação das Massas 
c) Explique o Princípio de Le Châtelier 
d) Diferencie atividade e coeficiente de atividade 
3.2. Uma mistura em equilíbrio constituída por N2, H2 e NH3, que reage de acordo com a equação, N2 + 3H2 ↔ 2NH3, foi encontrado 
4 moles de NH3, 1,5 moles de N2 e 1 mol de H2, em um recipiente de 5 litros a uma dada temperatura. Calcular a constante de equilíbrio 
da reação nesta temperatura. 266,67 
3.3. Num recipiente em que a seguinte reação alcançou o estado de equilíbrio, 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, encontrou-se por análise 0,6 
moles de SO3, 0,2 moles de SO2 e 0,3 moles de O2, num litro da mistura. Calcular a constante de equilíbrio para a reação em questão. 
30 
3.4. Uma mistura em equilíbrio 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, contida num vaso de 2 litros a uma dada temperatura estava constituída por 96g 
de SO3, 25,6g de SO2 e 19,2g de O2. Calcular a constante de equilíbrio da reação nesta temperatura. 30 
3.5. A constante de equilíbrio da reação 
)()()(2 2 gBAgBgA  a certa temperaturaé igual a 2 . 10-2. Experimentos foram 
realizados e as concentrações de produtos e reagentes foram medidas em vários momentos da ração. Os dados se encontram registrados 
no quadro abaixo: 
Experimentos [A] [B] [A2B] 
1 1,0 1,0 0,02 
2 0,6 2,0 0,72 
3 0,1 0,5 0,001 
4 0,5 0,1 0,100 
Com base nestes dados responda: 
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a) Em qual(ais) experimento(s) os dados forma colhidos com a reação em equilíbrio?.No experimento 1. 
b) Em qual(ais) experimento(s) o equilíbrio será atingido com a reação caminhando para a direita? Em nenhum dos experimentos. 
c) Em qual(ais) experimento(s) o equilíbrio será atingido com a reação caminhando para a esquerda? Nos experimentos 1, 2 e 3. 
3.6. Escreva para que lado o equilíbrio representado pela equação química se desloca quando se promove a modificação registrada 
abaixo: 
a) KcalHgSOgOgSO 5,23)()(2/1)( 322  I. →, II. →, III. ←, IV. ← 
I. aumento da pressão 
II. adição de SO2 
III. aumento da temperatura 
IV. retirada de SO3 do equilíbrio 
b) KJHgHBrgBrgH 12,71)(2)()( 22  I. nenhum efeito, II. →, III. →, IV. ← 
I. diminuição da pressão 
II. adição de H2 no equilíbrio 
III. diminuição da temperatura 
IV. retirada de Br2 do equilíbrio 
3.7. Num recipiente de um litro a 25ºC e em equilíbrio, o HI está 20 % dissociado em H2 e I2 conforme a equação, 2HI ↔ H2 + I2. 
Se um mol de HI puro é introduzido num recipiente de um litro na temperatura dada, quantos moles de cada componente estarão 
presentes quando o equilíbrio for estabelecido? [HI] = 0,8 mol/L; [H2] = [I2] = 0,1 mol/L 
3.8. Um certo ácido orgânico tem um hidrogênio ionizável e numa solução aquosa 0,01 mol/L ele está 1,8 % ionizado. Qual o valor 
da constante de ionização do ácido? (3,24 x 10-6) 
3.9. O PCl5 está 20% dissociado em PCl3 e Cl2 no equilíbrio, a uma dada temperatura e em um recipiente de um litro, de acordo 
com a equação PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. Um mol de PCl5 puro foi introduzido num recipiente de um litro a uma dada temperatura. 
Quantos mols de cada componente existirão no equilíbrio?[PCl5] = 0,8 mol/L; [PCl3] = [Cl2] = 0,2 mol/L 
3.10. A constante de ionização do ácido lático é 1,4. 10-4. Qual é sua extensão da ionização: 
a) Numa solução 1,00 M 0,012 ou 1,2% 
b) Numa solução 0,01 M 0,11 ou 11% 
3.11. A tabela seguinte reúne as constantes de dissociação de alguns ácidos em solução aquosa: 
I.Ácido acético ...................................................1,8 . 10-5 
II.Ácido fórmico .................................................1,8 . 10-4 
III.Ácido cianídrico ..............................................4,8 . 10-10 
IV.Ácido hidrogenossulfúrico ............................1,2 . 10-2 
V.Ácido hidrogenossulfídrico............................1,3 . 10-13 
Qual o ácido mais dissociado em solução aquosa? Ácido hidrogenossulfúrico - 1,2 . 10-2 
3.12. Considere os ácidos citados na questão anterior, e suas respectivas constantes de ionização, todos em solução 0,1 mol/L. Calcular 
os respectivos graus de ionização para os 3 primeiros. 
 
3.13. Recifes de coral são rochas de origem orgânica, formadas principalmente pelo acúmulo de exoesqueletos de carbonato de cálcio 
secretados por alguns cnidários que vivem em colônias. Em simbiose com os pólipos dos corais, vivem algas zooxantelas. Encontrados 
somente em mares de águas quentes, cujas temperaturas, ao longo do ano, não são menores que 20 ºC, os recifes de coral são ricos 
reservatórios de biodiversidade. Como modelo simplificado para descrever a existência dos recifes de coral nos mares, pode-se 
empregar o seguinte equilíbrio químico: 
2CaCO3(s) + CO2(g) + H2O ↔ Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) 
Tomando como base o parâmetro solubilidade do CO2 em água, justifique por que ocorre a formação de recifes de coral em mares de 
água quente. 
3.14. (UFPB) Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), em um recipiente de 1 litro, atingirem a condição de equilíbrio a 500 ºC, qual será a 
concentração de HI no equilíbrio? Dado: Kc = 49. 1,56 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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3.15. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação: 
2SO2(g)+ O2(g)↔ 2SO3(g) 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema 
atingiu o equilíbrio; o número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. Qual o valor da constante de equilíbrio?1,33 
3.16. O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha que se transforma parcialmente em tetróxido de dinitrogênio, um gás incolor. 
O equilíbrio entre essas espécies pode ser representado por: 
2 NO2(g) ⇔ N2O4(g) ΔH < 0 
Indique qual(is) alternativa(s) está(ão) correta(s) e justifique sua resposta. 
a) o aumento da concentração de NO2(g) favorecerá a reação inversa. 
b) o aumento da temperatura favorecerá a reação direta. 
c) o aumento da pressão favorecerá a reação direta. 
d) a diminuição da concentração de N2O4(g) favorecerá a reação inversa. 
e) o aumento da temperatura diminuirá o valor numérico da constante de equilíbrio. 
Alternativas “c” e “e”. 
 
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4. ATIVIDADE E COEFICIENTE DE ATIVIDADE 
No estudo da Lei de Ação das Massas empregamos a concentração das espécies químicas como variáveis. 
Estudos posteriores evidenciaram que tal conceito só era aproximadamente válido para soluções diluídas (quanto maior a 
diluição maior será a aproximação dos resultados) e absolutamente incorreto para soluções mais concentradas. Para superar essas 
dificuldades, G. N. Lewis introduziu um novo conceito termodinâmico, oferecendo resultados perfeitamente concordantes com dados 
experimentais. 
A atividade da espécie C é a sua concentração multiplicada pelo seu coeficiente de atividade. O coeficiente de atividade mede o 
desvio da conduta de idealidade. Se o coeficiente de atividade for 1, então a conduta será ideal. 
Atividade de C:  CCC  A 
onde, A = atividade;  = coeficiente de atividade; [ ] = concentração. 
 
Para a reação dDcCbBaA  a constante de equilíbrio real é: 
b
B
ba
A
a
d
D
dc
C
c
b
b
a
A
d
D
c
C
BA
DC
AA
AA
Keq


][][
][][
 . 
 
O coeficiente de atividade varia de acordo com a concentração de todas as espécies iônicas presentes. Para a determinação deste 
índice, introduziu-se o conceito de força iônica. 
A força iônica, , é uma medida da concentração total de íons em solução. Quanto mais carregado for um íon, maior será a sua 
participação no cálculo. 
Força iônica:   
i
ii zczczc
22
22
2
11
2
1
...
2
1
 
onde ci é a concentração em mol/L das espécies e zi é sua carga. A soma se aplica a todos os íons em solução. 
Equalão de Debye-Huckel: 
 
20,51
log
1 305
z 

 



 
 
OBS.: Quanto maior a força iônica em solução maior será a solubilidade. 
 
Exemplo 1: Determine a força iônica (µ) de a) NaNO3 0,10 mol/L e b) Na2SO4 0,010 mol/L. 
a)     LmolNONa /10,0)11,0()11,0(
2
1
)1(][)1(][
2
1 2
3
2 
 
a)     LmolSONa /03,0)401,0()102,0(
2
1
)2(][)1(][
2
1 22
4
2 
 
A tabela abaixo relaciona os tamanhos e os coeficientesde atividade de vários íons. Todos os íons de mesmo tamanho e carga aparecem 
no mesmo grupo e possuem os mesmos coeficientes de atividade. 
 
Tabela 1. Coeficiente de atividade de íons individuais a 25ºC 
Íon 
Tamanho do íon 
, pm 
Força iônica (, M) 
0,001 0,005 0,01 0,05 0,1 
H3O+ 900 0,967 0,933 0,914 0,86 0,83 
Li+, C6H5COO- 600 0,965 0,929 0,907 0,84 0,80 
Na+, IO3-, HSO3-, HCO3-, H2PO4-, H2AsO4- 450 0,964 0,928 0,902 0,82 0,78 
OH-, F-, SCN-, HS-, ClO3-, ClO4-, BrO3-, IO4-, MnO4- 350 0,964 0,926 0,900 0,81 0,76 
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K+, Cl-, Br -, I-, CN-, NO2‒, NO3- 300 0,964 0,925 0,899 0,80 0,76 
Rb+, Cs+, Tl+, Ag+, NH4+ 250 0,964 0,924 0,898 0,80 0,75 
Mg2+, Be2+ 800 0,872 0,755 0,69 0,52 0,45 
Ca2+, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Mn2+, Fe2+, Ni2+, Co2+ 600 0,870 0,749 0,675 0,48 0,40 
Sr2+, Ba2+, Cd2+, Hg2+, S2- 500 0,868 0,744 0,67 0,46 0,38 
Pb2+, CO32-, SO32-, C2O42- 450 0,868 0,742 0,665 0,46 0,37 
Hg22+, SO42-, S2O32-, CrO42-, HPO42- 400 0,867 0,740 0,660 0,44 0,36 
Al3+, Fe3+, Cr3+, La3+, Ce3+ 900 0,738 0,54 0,44 0,24 0,18 
PO43-, Fe(CN)63- 400 0,725 0,50 0,40 0,16 0,095 
Th4+, Zr4+, Ce4+, Sn4+ 1100 0,588 0,35 0,255 0,10 0,065 
Fe(CN)64- 500 0,57 0,31 0,20 0,048 0,021 
 
Exemplo 2: Calcule o coeficiente de atividade do Hg22+ numa solução Hg2(NO3)2 3,3 mM. 
                   2 2 2 3 32 3
1 1
[ ] ( 2) [ ] ( 1) (3,3.10 4) (3,3.10 2 1) 0,0099 0,01 /
2 2
Hg NO mol L 
O Hg22+ está relacionado com a carga ±2 e possui tamanho de 400pm. Assim, γ = 0,660 quando µ = 0,01mol L-1. 
 
EXERCÍCIO – ATIVIDADE E COEFICIENTE DE ATIVIDADE 
4.1) Determine a força iônica das seguintes soluções, em concentrações 0,25 mol L-1. 
a) NaCl0,25 mol L-1 
b) Na2SO4 0,75 mol L-1 
c) NaNO3 0,25 mol L-1 
4.2) Calcular a força iônica de um meio contendo NH4Cl 0,5 mol L-1 e NaOH 0,01 mol L-1. 0,51 mol L-1 
4.3) Calcule a força iônica: 
a) KBr 0,02 mol L-1 0,02 mol L-1 
b) Na2SO4 0,01 mol L-1 0,03 mol L-1 
c) KBr 0,02 mol L-1 e Na2SO4 0, 01 mol L-1 0,05 mol L-1, 
d) Qual solução possui maior solubilidade? 
4.4) Porque é necessário estabelecer o conceito de atividade iônica? 
4.5) Quanto mais elevada a força iônica ( ) menor ( ) maior o coeficiente de atividade e ( ) menor ( ) maior a diferença entre atividade e 
concentração analítica. 
 
4.6) Uma solução iônica de força iônica ( ) baixa ( ) alta oferece condições para que o comportamento de um determinado íon seja ( ) 
pouco ( ) muito alterado, de modo que sua atividade iônica é ( ) menor ( ) quase igual a concentração analítica. 
 
 
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5. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BÁSICO 
5.1. TEORIA PROTÔNICA DOS ÁCIDOS E BASES 
Historicamente, a classificação de certas substâncias como ácidos ou bases tem sua origem na observação de algumas 
propriedades características que aqueles compostos conferem às suas soluções aquosas. 
Várias teorias têm sido propostas para responder “o que é um ácido e uma base?”. 
Destas, uma das mais antigas e significativas é a proposta pelo cientista sueco Svante Arrhenius (1859-1927) que define ácido 
como uma substância contendo hidrogênio que se ioniza para formar íons hidrônio (H3O+) e base como uma substância contendo 
hidroxila que se dissocia para produzir íons hidroxila (OH-) em solução aquosa. 
ÁCIDO: 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝐶𝑙− 
BASE: 𝑁𝑎𝑂𝐻 ↔ 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻− 
Em 1923 foi apresentada a Teoria de Brönsted-Lowry da transferência de prótons, pelo químico dinamarquês J.N. Brönsted 
(1897-1947) e pelo químico inglês T.M Lowry (1874-1936). No modelo de Brönsted-Lowry, os ácidos são espécies químicas 
moleculares ou iônicas capazes de doar próton, e as bases, espécies químicas moleculares ou iônicas que podem aceitar prótons. 
 
O HCl doa um próton (atua como ácido) para a H2O (que atua como uma base). Como a reação é reversível, o Cl- pode aceitar 
um próton do H3O+ e retornar à forma inicial de HCl. Logo o Cl- deve ser uma base e H3O+ também deve ser um ácido. 
 
Enquanto a Teoria de Arrhenius é restrita às soluções aquosas, o conceito de Brönsted-Lowry tem aplicação em todos os 
meios e torna-se a teoria mais importante quando se estuda a química das substâncias em soluções não aquosas. 
Um conceito mais geral de ácidos e bases foi apresentado por Gilbert N. Lewis (1875-1946). A Teoria de Lewis amplia a 
maneira pela qual uma substância tendo um par de elétrons não-emparelhados reage numa reação ácido-base. Esta teoria define uma 
base como qualquer substância que tem um par de elétrons não-emparelhados (doador de par de elétrons) e ácido numa substância 
que pode aceitar um par de elétrons. 
Na reação a seguir o H+ é um ácido de Lewis e o NH3 uma base de Lewis: 
 +NH3 + H+ ↔ NH4׃
base ácido 
 
Tabela 3 – Resumo das definições de ácido-base de acordo com as teorias de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis. 
Teoria Ácido Base 
Arrhenius Substância contendo hidrogênio e que produz íon H+ em solução aquosa. 
Substância contendo hidrogênio e que produz íon OH- 
em solução aquosa. 
Brönsted-Lowry Doador de prótons (H+). Receptor de prótons (H+). 
Lewis 
Qualquer espécie capaz de se ligar a um par de elétrons não emparelhados 
(receptor de par eletrônico) 
Qualquer espécie que tenha um par de elétrons não 
emparelhados (doador de par eletrônico) 
 
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5.2. Espécies apróticas e anfipróticas (ou anfóteras) 
Nem todas as espécies químicas atuam como ácido ou como base. Existem aquelas que não apresentam tendência mensurável 
nem de doar nem de receber prótons, sendo denominadas espécies apróticas, tais como: Na+, K+, Ca2+, Mg2+, NO3-, ClO4-, entre 
outras. Soluções que contém apenas espécies apróticas não são ácidas nem alcalinas, são neutras. 
 
Estas espécies são consideradas incapazes de doar ou receber prótons devido às suas constantes de ionização. Avaliando as 
constantes dos íons Ca2+, Mg2+ e Ag+, podemos concluir que são realmente muito pequenas para serem levadas em consideração, 
diferentemente dos demais metais apresentados na tabela. 
Em contraste com as espécies apróticas existem aquelas que apresentam tendência de doar e receber prótons ao mesmo tempo, 
são as espécies denominadas anfipróticas. Quando se dissolve bicarbonato de sódio (NaHCO3) em água, temos uma solução contendo 
íons Na+ e HCO3−. O comportamento do íon sódio não será considerado pois, ele é aprótico, mas o íon bicarbonato participa 
simultaneamente dos equilíbrios: 
𝑯𝑪𝑶𝟑
− + 𝑯𝟐𝑶 ↔ 𝑯𝟑𝑶
+ + 𝑪𝑶𝟑
−𝟐 
𝑯𝑪𝑶𝟑
− + 𝑯𝟐𝑶 ↔ 𝑯𝟐𝑪𝑶𝟑 + 𝑶𝑯
− 
Apenas observando essas equações químicas não é possível prever se a solução de uma espécie anfiprótica será ácida ou alcalina, 
pois não dispomos de suas constantes de equilíbrio para dizer qual deles irá produzir mais eficientemente íons H3O+ ou íons OH−. 
 
Solvente anfipróticos (ou anfóteros) 
 
 
 
 
5.3. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 
A auto-ionização da água (ou autoprotólise) foi demonstrada há muitos anos por Friedrich Kohlrausch (1840-1910). Em 
cuidadosas e minunciosas experiências, Kohlrausch mostrou que a mais pura das águas apresenta uma pequena, porém definida, 
condutividadeelétrica, ou seja, a água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza em extensão diminuta. 
A água se auto-ioniza transferindo um próton de uma molécula de água para outra e produzindo um íon hidrogênio hidratado 
e um íon hidroxila. 
𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 = 𝐻3𝑂
+ + 𝑂𝐻− 
O íon hidratado é chamado de íon hidrônio; nele o próton transferido se acha ligado à molécula de água através de ligação 
covalente dativa, que envolve um dos pares de elétrons não compartilhados do oxigênio. O íon hidrônio é notavelmente estável; a 
energia requerida para dissociar completamente H3O+ em H2O e H+ é, aproximadamente, três vezes a requerida para romper a maior 
das ligações covalentes. Assim, essencialmente, não existem prótons simples nas soluções aquosas. (Por uma questão de conveniência, 
o íon hidrônio/H3O+ será representado de forma simplificada por H+). 
Através da auto-ionização da água podemos determinar a constante de auto-ionização ou de autoprotólise da água em termos 
de atividade: 
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𝐾 =
𝐴𝐻3𝑂+ × 𝐴𝑂𝐻−
𝐴(𝐻2𝑂)2
 
Esta equação pode ser simplificada, desde que se leve em conta à convenção termodinâmica segundo a qual a atividade de um 
solvente em solução diluída é, aproximadamente, igual à unidade. Então, tem-se: 
𝐾𝑤 = 𝐴𝐻3𝑂+ × 𝐴𝑂𝐻− 
Kw é constante de auto-ionização ou de autoprotólise, comumente chamada produto iônico da água (onde o subscrito w significa água, 
do inglês water). 
A expressão: ]][OHO[HK' 3w
 é o produto iônico da água em termos de concentração. A relação entre Kw e K’w é dada por: 
𝐾𝑤 = 𝐴𝐻3𝑂+ × 𝐴𝑂𝐻− 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂
+]𝛾𝐻3𝑂+×[𝑂𝐻
−]𝛾𝑂𝐻− 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂
+][𝑂𝐻−](𝛾𝐻3𝑂+×𝛾𝑂𝐻−) 
𝐾𝑤 = 𝐾′𝑤(𝛾𝐻3𝑂+×𝛾𝑂𝐻−) 
Em água pura, os coeficientes de atividade 𝛾𝐻3𝑂+ e 𝛾𝑂𝐻− são praticamente iguais à unidade e, portanto, K’w é aproximadamente 
igual a Kw. Então, 
𝐾′𝑤 = 𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂
+][𝑂𝐻−] 
Logo, o produto iônico da água é dado, frequentemente, em termos do seu logaritmo tomado com sinal negativo: 
𝑝𝐾𝑤 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑤 
Na água pura, as concentrações dos íons H3O+ e OH- são iguais e, portanto, a concentração de cada um é igual à raiz quadrada 
do produto iônico da água: w3 K][OH]O[H 

. 
Isto significa que a concentração dos íons H3O+ e OH– não podem variar independentemente. Se uma aumenta a outra deve 
diminuir, pois KW tem que permanecer constante: 
Em torno de 25ºC, o produto iônico da água é, aproximadamente, 10-14 e, para muitos fins, as concentrações dos íons H3O+ e 
OH- podem ser consideradas aproximadamente iguais a 10-7. 
A ionização da água é um processo endotérmico, logo o produto iônico irá aumentar com o aumento da temperatura. 
 
Tabela 2 – Produto iônico da água a várias temperaturas 
T (ºC) Kw x 10-14 pKw 
0 0,114 14,944 
5 0,185 14,734 
10 0,292 14,535 
15 0,450 14,346 
20 0,681 14,167 
25 1,008 13,997 
30 1,469 13,833 
35 2,088 13,680 
 
5.4. A ESCALA DE pH 
Outra forma de exprimir a concentração do íon hidrogênio (ou hidrônio) evita o uso de números muito pequenos ou de notação 
exponencial. É a forma da escala de pH, introduzida por Sorensen (1909) e muito usada para exprimir a acidez. O pH de uma solução 
é definido como sendo o negativo do logaritmo decimal (log) da concentração do íon hidrogênio: 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻3𝑂
+] 𝑜𝑢 [𝐻3𝑂
+] = 10−𝑝𝐻 
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De maneira semelhante, o pOH de uma solução se define como o negativo do logaritmo decimal da concentração de íon hidróxido: 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] 𝑜𝑢 [𝑂𝐻−] = 10−𝑝𝑂𝐻 
Como em uma solução aquosa [H3O+][OH-] = Kw, temos: 
−𝑙𝑜𝑔[𝐻3𝑂
+] − 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑤 
Levando em conta as definições de pH, pOH e pKw, resulta: 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑤 
Para 25ºC, pKw = 14. Então, 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14. 
 
A escala de pH é uma escala invertida com relação às concentrações de íon hidrônio; em outras palavras, quanto maior a 
concentração do íon hidrônio, menor o correspondente pH. Na faixa das concentrações de íons hidrônio acima referida como a mais 
corrente, o pH estende-se de 0 a 14. 
 
 
• As soluções com pH < 7 são soluções ácidas; nelas a concentração de íon hidrônio excede a de íon hidróxido. 
• As soluções com pH > 7 são básicas; nelas prevalece, ao contrário, a concentração de íon hidróxido. 
• As soluções com pH = 7 são soluções neutras; as concentrações dos íons hidrônio e hidróxido são idênticas. 
 
5.5. FORÇA DE ÁCIDOS E BASES 
A extensão com que um ácido ou uma base se ionizam em solução aquosa varia grandemente. Assim, a ionização do ácido 
clorídrico em água é praticamente completa; diz-se que o ácido clorídrico é um ácido forte em solução aquosa. 
O ácido acético, entretanto, se ioniza em muito menor extensão; é um ácido fraco em solução aquosa. 
Assim, as forças dos ácidos HSO4-, CH3COOH e H2CO3 podem ser comparadas com base na extensão com que se dissociam em 
água: 
 
2
4324 SOOHOHHSO 
2
2
4
2
43
a 10x1,2
][HSO
]][SOO[H
K 


 
  COOCHOHOHCOOHCH 3323 
5
3
33
a 10x1,8
COOH][CH
]COO][CHO[H
K 

 
  33232 HCOOHOHCOH 
7
32
33
a 10x6,4
]CO[H
]][HCOO[H
K 

 
Semelhante, a comparação das forças de bases em soluções aquosas torna a água como ácido de referência: 
Amônia - 5423 108,1
  KbOHNHOHNH 
Piridina - 
9
55255 103,2
  KbOHNHHCOHNHC 
Metilamina - 
4
6 5 2 2 5 5 3
5,6 10C H NH H O C H NH OH Kb       
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Isso significa que as forças de ácidos e bases, em um solvente como a água, podem ser convenientemente comparadas por meio de 
suas respectivas constantes de ionização. 
É evidente que quanto maior o valor numérico de Ka, tanto maior a tendência do ácido para ceder prótons, isto é, maior a força do 
ácido. A ordem dos ácidos, segundo suas forças decrescentes são: HSO4- > CH3COOH > H2CO3. 
De modo semelhante, Quanto maior o valor numérico de Kb, mais forte a base; portanto, as bases referidas obedecem à seguinte 
ordem de suas forças decrescente: C6H5NH2 > NH3 > C5H5N. 
 
5.6. A RELAÇÃO ENTRE AS CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE UM ÁCIDO E A DE SUA 
BASE CONJUGADA 
Considerando a equação da ionização de um ácido fraco, HA, por exemplo, e a equação da hidrólise da sua base conjugada, o 
íon A-, podemos obter uma relação simples entre as constantes de ionização Ka e Kb de um par conjugado: 
KbKaKwOHOHOH
KbOHHAOHA
KaAOHOHHA
.2 32
2
32






 
onde Ka é a constante de ionização de um ácido fraco e Kb a constante de hidrólise da sua base conjugada. Quando o valor de Ka 
diminui, o valor de Kb deve aumentar, pois o produto das duas é constante (numa certa temperatura). O resultado é a equação da auto-
ionização da água. 
 
Pares ácido-base conjugados: 
• A base conjugada de um ácido forte não tem uma força mensurável. 
• H3O+ é o ácido mais forte que pode existir em solução aquosa. 
• O íon OH- é a base mais forte que pode existir em solução aquosa. 
 
5.7. Cálculos em sistemas de equilíbrio ácido-base (Tratamento sistemático do equilíbrio) 
Vamos supor que temos uma solução aquosa na qual existem espécies iônicas participantesde diferentes equilíbrios. Para definir 
completamente essa solução necessitamos determinar a concentração de todas as espécies presentes. 
O cálculo das concentrações das espécies em solução varia em complexidade e pode ser efetuado por método gráfico, ou 
algébrico. O cálculo “exato” das concentrações das espécies presentes em equilíbrio é efetuado pela resolução de um sistema de 
equações. Essas equações são escritas em função de: 
Equações de constantes de equilíbrio 
Equação de balanço de massa 
Equação de balanço de cargas 
Suponha, por exemplo, uma solução de um ácido H2A 0,1 mol L-1 na qual ocorrem os equilíbrios: 
𝐻2𝐴 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝐻𝐴− 𝐾𝑎1 
𝐻𝐴− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝐴−2 𝐾𝑎2 
𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑊 
Para caracterizar completamente esse sistema em equilíbrio temos que calcular as concentrações de todas as espécies presentes: 
𝐻2𝐴; 𝐻𝐴
−; 𝐴−2; 𝐻3𝑂
+ e 𝑂𝐻−. São 5 incógnitas e apenas 3 equações de constantes de equilíbrio, para resolver matematicamente é 
necessário dispor de um sistema de cinco equações. 
Como foram dissolvidos 0,1 mol de H2A no preparo da solução, as espécies 𝐻2𝐴; 𝐻𝐴
− e 𝐴−2 presentes no equilíbrio tiveram 
uma origem comum. Nessa condição: 
0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 𝐻2𝐴 + 𝐻𝐴
− + 𝐴−2 
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esta expressão é denomina de balanço de massa. Em solução, existem diversas espécies (os íons), mas a carga total da solução é zero 
e a solução é eletricamente neutra. Para tanto: 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑎𝑠 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑎𝑠 = 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑎𝑠 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑠 
𝐻3𝑂
+ = 𝐻𝐴− + 2𝐴−2+𝑂𝐻− 
Essa equação é denominada de balanço de cargas devendo-se observar que a concentração da espécie 𝐴−2 foi multiplicada por 2 
porque cada mol de 𝐴−2 fornece 2 mols de cargas elétricas negativas. 
Obtém-se um sistema não linear de cinco equações com cinco incógnitas: 
 𝐾𝑎1 =
[𝐻3𝑂
+][𝐻𝐴−]
[𝐻2𝐴]
 
𝐾𝑎2 =
[𝐻3𝑂
+][𝐴−2]
[𝐻𝐴−]
 
𝐾𝑊 = [𝐻3𝑂
+][𝑂𝐻−] 
0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = [𝐻2𝐴] + [𝐻𝐴
−] + [𝐴−2] 
[𝐻3𝑂
+] = [𝐻𝐴−] + 2[𝐴−2] + [𝑂𝐻−] 
A resolução completa desse sistema de equações nos permite calcular a concentração de todas as espécies em solução. Serão 
apresentados a seguir cálculos em sistema ácido- base, apresentando cálculos completos e as simplificações usualmente empregadas. 
Em resumo, o tratamento sistemático do equilíbrio sempre será utilizado para calcular a concentração de íon hidrônio quando 
este é proveniente de mais uma reação química. E para isso é necessária a utilização do tratamento sistemático do equilíbrio, que segue 
as etapas descritas abaixo: 
1) Escrever todas as reações apropriadas; 
2) Escrever a equação do balanço de carga; 
3) Escrever a equação do balanço de massa; 
4) Escrever a constante de equilíbrio para cada reação química; 
5) Número de equações = Número de variáveis; 
6) Resolver as equações. 
 
BALANÇO DE CARGA 
É uma demonstração algébrica da eletronegatividade. A soma das cargas positivas é igual à soma das cargas negativas na solução. 
𝑛1[𝐶1] + 𝑛2[𝐶2] + ⋯ = 𝑚1[𝐴1] + 𝑚2[𝐴2] + ⋯ 
onde n1 é a carga do cátion, C1 a concentração do cátion, m1 é a carga do ânion e A1 a concentração de ânion. 
 
BALANÇO DE MASSA 
Estabelece que a quantidade de todas as espécies em uma solução contendo um átomo particular (ou grupo de átomo) deve ser 
igual à quantidade desse átomo (ou grupo) liberado na solução. 
3 3
CH COOH CH COO H   
Balanço de massa:    
O que colocamos na solução Produto não dissociado
Produto dissociado
33 3 CH COOCH COOH CH COOH
   
 
 
 
Exemplo: Calcule o Balanço de carga e de massa para uma solução contendo KH2PO4 0,025M e KOH 0.03M. 
2 3
4 4 42
, , , , ,K H PO HPO PO H OH      
Balanço de carga: 
2 3
4 4 42
2 3K H H PO HPO PO OH          
Balanço de massa: 0,0250 0,03 0,055K M    
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A concentração de todas as formas de fosfato é 0,0250M, assim o balanço de massa é: 
2 3
4 4 43 4 2
0,0250H PO H PO HPO PO      
 
5.8. Cálculo de pH de ácidos e bases fortes 
Um ácido forte se ioniza completamente, o que dá origem ao ácido conjugado do solvente, o íon hidrônio H3O+. As bases 
fortes, como NaOH, são compostos iônicos no estado sólido, e a dissolução em água envolve a simples separação dos íons pré-
existentes. 
Assim sendo, o cálculo do pH das soluções aquosas de ácidos ou bases fortes é bastante simples; as concentrações dos íons 
H3O+ e OH-, no caso de soluções diluídas, podem ser calculadas diretamente a partir da concentração molar total (ou analítica) do 
soluto. Entretanto, no caso de soluções extremamente diluídas, é preciso considerar também a contribuição em íons H3O+ e OH- 
oferecida pela auto-ionização da água. 
 
Exemplo 1: Calcular o pH de uma solução HCl 0,005 mol L-1. (R=2,3) 
 
SOLUÇÕES MUITO DILUÍDAS DE ÁCIDOS FORTES 
Qual seria o pH de uma solução 10-8 mol L-1 de HCl? Pela aplicação direta do que foi exposto no item anterior seria 8, indicando 
uma solução alcalina e isso é um absurdo. Neste caso, torna-se necessário considerar a parte de íons H3O+ originários da auto-ionização 
da água, ou seja, é necessário utilizar o tratamento sistemático do equilíbrio: 
1) 
2 3
2 3
2
HCl H O H O Cl
H O H O OH
 
 
  
 
 
2) Balanço de carga:      3H O Cl OH
    
3) Balanço de massa:   8 110Cl molL   
4) Constante de equilíbrio: 
w 3
K [H O ][OH ]  
5) 2 equações = 2 variáveis 
6) Resolver as equações:  
8 8
10 10
8 2 8 14 7 110 10 10 0 1,05 10
log 6, 978
H OH OH H
Kw H H x x x x molL
pH H
                      
                
      
    
 
Então:     8 7 8 8 110 1,05 10 10 9,5 10OH H x molL            
Como a única fonte de OH- é a dissociação da água e esta dissociação produz [OH-]=[H+]=9,5x10-8 mol L-1. 
A fração de [H+] derivada da água: ∝=
9,5×10−8
1,05×10−7
= 0,90 
 
Quando se deve utilizar o TRATAMENTO SISTEMÁTICO? 
1) Quando a concentração é alta (≥ 10-6 mol/L) o pH possui o valor que calculamos considerando o H+ ou OH- adicionado. 
2) Quando a concentração é baixa (≤ 10-9 mol/L), o pH = 7,00. Não adicionamos ácido ou base suficiente para modificar o pH 
da própria água. 
3) Em concentrações intermediárias (~10-6 a 10-8), os efeitos da ionização da água e do ácido ou base adicionados são 
comparáveis. Somente nesta região é necessário fazer um calculo do equilíbrio sistemático 
 
Tabela 4 – Avaliação da equação quadrática em [H3O+] 
Ca [H3O+] -logCa pH 
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1 1 0 0 
10-1 10-1 1,000 1,000 
10-3 10-3 3,000 3,000 
10-5 10-5 5,000 5,000 
10-6 1,010 x 10-6 6,000 5,996 
5 x 10-7 5,193 x 10-7 6,301 6,284 
10-7 1,618 x 10-7 7,000 6,791 
5 x 10-8 1,281 x 10-7 7,301 6,893 
2 x 10-8 1,105 x 10-7 7,699 6,957 
10-8 1,051 x 10-7 8,000 6,978 
5 x 10-9 1,025 x 10-7 8,301 6,989 
2 x 10-9 1,011 x 10-7 8,699 6,995 
1 x 10-9 1,001 x 10-7 9,000 6,9996 
 
5.9. Cálculo de pH de monoácidos e monobases fracas 
Ácidos e bases sãoconsiderados fracos, quando nas soluções dos mesmos se estabelece um sistema de equilíbrio que “impede” 
a conversão total de moléculas de ácido em íons H3O+. Fica claro então, que os cálculos envolvem agora uma constante de equilíbrio. 
Quando um ácido fraco atinge o equilíbrio, apenas uma pequena fração das moléculas deste ácido se ioniza formando íons 
H3O+. E, mesmo se tratando de solução de ácido fraco, a concentração de íon OH- em solução pode ser considerada desprezível. 
Obs.: Quanto menor o valor para a constante de equilíbrio (Ka) de um ácido, mais fraco é este ácido. 
Não se deve confundir um ácido fraco (Ka pequeno) com um ácido diluído (concentração baixa). 
 
Exemplo: Calcule o pH do ácido acético 0,05 mol L-1 (Dado: Ka = 1,78 x 10-5). 
 
 
FRAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO (α): fração do ácido na forma A-. 
[ ]
[ ] [ ]
A x x
A HA x F x F



  
  
 
Concentração formal (F) é o número total de moles de um composto dissolvido em um litro de solução. A concentração formal de 
um ácido fraco (HA) na solução, independe de algumas moléculas terem se transformado em A-. 
 
Exemplo: Calcule o pH da NH3 0,14 mol L-1 (Dado: Kb = 1,78 x 10-5). (Resp.: 11,2) 
 
5.10. Cálculo de pH de sistemas ácido-básico poliprótico 
▪ SISTEMA DIPRÓTICO 
Uma solução de um ácido diprótico comporta-se como uma solução de um ácido monoprótico, com Ka = Ka1. 
pK1=1,252 pK2=4,266- -2
2 2 2 2 2 2HO CCO H HO CCO O CCO   
 
𝐴1)𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻3𝑂
+ 𝐾𝑎1 = 5,60 × 10
−2 
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𝐴2)𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2 + 𝐻3𝑂
+ 𝐾𝑎2 = 5,42 × 10
−5 
 
𝐵1)𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝑂𝐻− 𝐾𝑏1 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎2
⁄ = 1,85 × 10−10 
𝐵2)𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻 + 𝑂𝐻
− 𝐾𝑏2 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
⁄ = 1,78 × 10−13 
 
Exemplo: Qual o pH de uma solução 0,05M de ácido oxálico? Qual a concentração de 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−? 
𝐴1) 
𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻
0,05 − 𝑥
+
𝐻2𝑂 ↔
𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−
𝑥
+ 𝐻3𝑂
+
𝑥
 𝐾𝑎1 = 5,60 × 10
−2 
 
2
2 2 2 3 2
1
2 2
2 2 2 2 3
5,60 10 5,60 10 2,8 10 0 3,19 10 /
0,05
1,81 10 / e 3,19 10 / 1,5
a
x
K x x x mol L
x
HO CCO H mol L HO CCO H O mol L pH
   
   
           

            
 
A concentração de 𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2 nesta solução: 
2
3 2 2 2 2 22 5
2 2 2 2
2 2 3
5,42 10 /
a
a a
H O O CCO K HO CCO
K O CCO K mol L
HO CCO H O
  
 
 
                       
 
 
5.11. Cálculo de pH de SAIS 
Muitos compostos naturais, e também produtos de consumo, são sais. Um sal é um composto iônico que pode ser formado 
pela reação entre um ácido e uma base; os íons positivos do sal provêm da base e os negativos do ácido. O sal de cozinha comum 
(NaCl) é um exemplo; outros exemplos são o benzoato de potássio (KC6H5CO2) e o citrato de potássio (K3C6H5O7) dos refrigerantes, 
o bicarbonato de sódio, de antiácidos estomacais, e diversos fosfatos dos fertilizantes. 
Nos itens anteriores foram dados exemplos com substâncias moleculares que atuaram como ácidos e bases. Quando 
dissolvemos um sal em água as espécies resultantes, cátions e ânions, podem interagir com moléculas do solvente (água) doando ou 
recebendo prótons provocando alteração na concentração dos íons H+ e OH- da água, ou seja, resultando como produto desta interação 
um ácido ou uma base fraca. Esta reação é conhecida como reação de hidrólise. 
Entretanto, quando são apróticas, tais espécies não apresentam nenhum comportamento ácido-base. Como exemplo, podem 
ser citadas as soluções de NaCl, KCl, KNO3, CaCl2, MgCl2, KClO4, pois todos os cátions e ânions desses sais são espécies apróticas. 
Deste modo as soluções aquosas desses sais terão pH igual a 7,0. 
 
SAIS DE ÁCIDOS E BASES FORTES 
Não sofrem hidrólise produzindo H+ ou OH-. 
 
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA 
Esses sais quando solubilizados dão à solução um caráter ácido, porque ficam íons H+ livres na solução. Por exemplo, o íon 
amônio, ácido conjugado da amônia, uma base fraca, sofre hidrólise e constitui uma solução ácida, onde há formação da base fraca: 
NH4Cl (aq) → NH4+ (aq) + Cl- (aq) 
NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H+ (aq) 
 
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FORTES 
Esses sais quando solubilizados dão à solução um caráter alcalino, porque ficam íons OH- livres na solução. Por exemplo, o íon 
acetato, base conjugada do ácido acético fraco, sofre hidrólise e constitui uma solução alcalina, onde há formação de um ácido fraco. 
CH3COONa (aq) → CH3COO- (aq) + Na+ (aq) 
CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COOH (aq) + OH- (aq) 
 
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Exemplo: Qual o pH de uma solução 0,25 mol L-1 de acetato de sódio? (Dado: Ka = 1,78 x 10-5). pH=9,02 
Exemplo: Qual o pH de uma solução 0,14 mol L-1 de cloreto de amônio? (Dado: Kb = 1,78 x 10-5). pH=5,04 
 
CÁLCULO DE pH DE SAIS DERIVADOS DE ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
Exemplo: Qual o pH de uma solução 0,05M de oxalato de sódio? Qual a concentração de 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻? pH=8,48 
𝐵1)
𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2
0,05 − 𝑥
+
𝐻2𝑂 ↔
𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−
𝑥
+
𝑂𝐻−
𝑥
 𝐾𝑏1 = 1,85 × 10
−10 
2 2
10 6
1
6
2 2
9
3
2 2
2 2
1,85 10 3,04 10 /
0,05 0,05
3,04 10 /
3,29 10 / 8,48
4,999 10 /
b
x x
K x mol L
x
HO CCO OH mol L
KwH O mol L pH
OH
O CCO mol L
 
  
 

 
      

        
          
    
 
 
Se existir uma separação razoável entre K1 e K2 (e, portanto entre Kb1 e Kb2), a forma totalmente básica de um ácido diprótico pode 
ser tratada como uma MONOBASE. 
 
Qual o pH de uma solução 0,05 molL‒1 de NaHC2O4 (𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−)? 
Esta espécie é a forma intermediária (anfiprótica) do ácido oxálico, ou seja, atua como ácido e base. 
𝐴2)𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2 + 𝐻3𝑂
+ 𝐾𝑎2 = 5,42 × 10
−5 
𝐵2)𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻 + 𝑂𝐻
− 𝐾𝑏2 = 1,78 × 10
−13 
Como Ka2 é maior, a solução de 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− será ácida. 
Tratamento sistemático de equilíbrio: 
𝑁𝑎𝐻𝐶2𝑂4 ↔ 𝑁𝑎
+ + 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− 
Reações: 
2𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑤 = 10
−14 
𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2 + 𝐻3𝑂
+ 𝐾𝑎2 = 5,42 × 10
−5 
𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻 + 𝑂𝐻
− 𝐾𝑏2 = 1,78 × 10
−13 
Equações: 
 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂
+][𝑂𝐻−] ∴ [𝑂𝐻−] =
𝐾𝑤
[𝐻3𝑂
+]
 
(1) 
 
𝐾𝑎2 =
[𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2][𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−]
∴ [𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2] =
𝐾𝑎2[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−]
[𝐻3𝑂
+]
 
(2) 
 
𝐾𝑏2 =
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻][𝑂𝐻
−]
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−]
 ∴ 𝑜𝑢
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
=
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻]𝐾𝑤
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−][𝐻3𝑂
+]
→ [𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻] =
[𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−][𝐻3𝑂
+]
𝐾𝑎1
 
(3) 
 [𝑁𝑎+] + [𝐻3𝑂
+] = [𝑂𝐻−] + 2[𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2] + [𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−] (4) 
 [𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−]𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝐶𝑠𝑎𝑙 = [𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−2] + [𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2
−] + [𝐻𝑂2𝐶𝐶𝑂2𝐻] (5) 
Resolver...... 
Geralmente a equação, [𝐻3𝑂
+] = √
𝐾𝑎1𝐾𝑤+𝐾𝑎1𝐾𝑎2𝐹
𝐹+𝐾𝑎1
, é uma boa aproximação da concentração de [𝐻3𝑂
+] de qualquer solução 
contendo a forma intermediária de um ácido poliprótico. Onde F corresponde à concentração do sal. 
Esta equação pode, entretanto ser simplificada. Se considerarmos que 𝐾𝑎2𝐹 ≫ 𝐾𝑤, o segundo numerador pode ser descartado: 
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