Praticas em quimica 2

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Práticas em Química 
Geral Aplicado 
à Biomedicina
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof. Dr. Fernando Perna
Revisão Textual:
Prof. Me. Luciano Vieira Francisco
Funções Inorgânicas; Potencial Hidrogeniônico (pH)
• Funções Inorgânicas;
• pH.
• Reconhecer as funções inorgânicas e as suas características;
• Conhecer as características das reações de neutralização e de precipitação;
• Conhecer o conceito de potencial Hidrogeniônico (pH);
• Classifi car soluções segundo a sua acidez;
• Compreender a natureza de indicadores de pH e a sua utilidade na determinação do 
caráter ácido-base de soluções.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
Funções Inorgânicas;
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas:
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão sua 
interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e de 
aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Funções Inorgânicas
Introdução
Compostos inorgânicos que apresentam características semelhantes são reuni-
dos nas funções inorgânicas. Tais funções são: ácidos, bases, sais e óxidos.
As propriedades de uma substância se devem às suas estruturas. Para perten-
cerem a uma mesma função, as substâncias devem exibir estruturas semelhantes.
Ácidos
Segundo Arrhenius, ácido é toda substância que em solução aquosa sofre ioniza-
ção, produzindo como cátion exclusivamente o íon H+. Exemplos:
2
(g) (aq) (aq)
22
2 4(l) (aq) 4 (aq)
2
3 2 (l) (aq) 3 2 (aq)
H OHCl H Cl
OH SO 2H SO
H OCH CO H H CH CO
+ −
+ −
+ −
→ +
Η→ +
→ +
Svante August Arrhenius (1859-1927) foi um químico sueco. Recebeu o Nobel de Química de 
1903 pelos seus estudos sobre dissociação eletrolítica, que levaram ao desenvolvimento de 
uma teoria ácido-base.
Ex
pl
or
Propriedades
As principais características dos ácidos são:
• Têm sabor azedo;
• As suas soluções aquosas conduzem correntes elétricas;
• Reagem com metais, liberando H2;
• Reagem com bases, formando sal e água;
• Atuam sobre a coloração de indicadores ácido-base.
Indicador ácido-base é uma substância cuja solução apresenta colorações diferentes, depen-
dendo da sua acidez.Ex
pl
or
8
9
Formulação e Nomenclatura
Para escrever a fórmula de um ácido, usa-se o cátion H+ combinado com o ânion 
adequado. Para se obter o nome do ácido a partir do ânion, utiliza-se o seguinte 
conjunto de terminações (Tabela 1):
Tabela 1 – Nomenclatura de ácidos
Nome do ânion Nome do ácido
. . . ito . . . oso
. . . ato . . . ico
. . . eto . . . ídrico
Exemplos:
Ácido clorídrico:
(eto)
H+ Cl–: HCl Ácido sulfuroso:
(ito)
H+ SO3
2–: H2SO3
Ácido sulfídrico:
(eto)
H+ S2–: H2S Ácido carbônico:
(ato)
H+ CO3
2–: H2CO3
Ácido nitroso:
(ito)
H+ NO2
–: HNO2 Ácido sulfúrico:
(ato)
H+ SO4
2–: H2SO4
Classificação
• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
» Monoácidos ou monopróticos: 1 H ionizável. Exemplos: HBr, HClO;
» Diácidos ou dipróticos: 2 H ionizáveis. Exemplos: H2Te, H2SO3;
» Triácidos ou tripróticos: 3 H ionizáveis. Exemplos: H3BO3, H3PO4;
» Tetrácidos ou tetrapróticos: 4 H ionizáveis; exemplos: H4P2O7, H4SiO4.
• Exceções:
» Ácido hipofosforoso (H3PO2): monoácido;
» Ácido fosforoso (H3PO3): diácido.
• Quanto à presença de oxigênio:
» Hidrácidos ou não oxigenados. Exemplos: HCN, H2S;
» Oxiácidos ou oxigenados. Exemplos: HNO3, HClO4.
• Quanto à presença de carbono:
» Orgânicos: possuem pelo menos um grupo (carboxila). Exemplos: 
CH3CO2H, HO2CCO2H;
» Inorgânicos: não apresentam carbono na sua estrutura ou o carbono não 
forma nenhuma carboxila. Exemplos: HSCN, HN3.
9
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Existem outros compostos orgânicos que são ácidos, como os ácidos sulfônicos (RSO3H), mas 
os ácidos carboxílicos são mais importantes. Ex
pl
or
• Quanto ao grau de ionização – força:
A ionização de um ácido é um processo reversível, isto é, trata-se de uma rea-
ção química que ocorre nos dois sentidos:
HA ⇌ H+ + A–
Para expressar a extensão do processo de ionização usa-se o grau de ioniza-
ção (α):
� �
n de mols ionizados
n de mols dissolvidos
º
º
Sendo que α pode variar entre os seguintes valores:
0 < α < 1 ou, percentualmente 0 < % de ionização < 100
Por esse critério, os ácidos são classificados em:
• Fracos: α < 0,05. Exemplo: HCN (α = 0,00035 ou α = 0,035%);
• Moderados: 0,05 ≤ α < 0,5. Exemplo: HF (α = 0,31 ou α = 31%);
• Fortes: α ≥ 0,5. Exemplo: H2SO4 (α = 0,61 ou α = 61%).
O grau de ionização varia com a temperatura e com a concentração da solução: o aumento 
da temperatura e a diminuição da concentração provocam o aumento do grau de ionização.Ex
pl
or
Caso o grau de ionização seja desconhecido, pode-se estimar a força de um 
ácido com base na sua estrutura:
• Hidrácidos:
 » Fortes: HCl, HBr e HI;
 » Moderado ou semiforte: HF;
 » Fracos: os demais. Exemplos: HCN, H2S.
• Oxiácidos:
n – m = x: número de H ionizáveis
HmEOn
x = 0 ⇒ ácido fraco x = 2 ⇒ ácido forte
x = 1 ⇒ ácido semiforte x = 3 ⇒ ácido muito forte
10
11
Exemplos: H2SO4 ⇒ x = 2 ⇒ ácido forte
H3PO4 ⇒ x = 1 ⇒ ácido moderado
Exceções: H2CO3
H2SO3
H2S2O3
⇒
x = 1 ⇒ porém, são ácidos fracos
(sofrem decomposição)
Ionização de Ácidos Polipróticos
No caso de ácidos com mais de um H ionizável na molécula, a ionização ocorre 
em etapas. Por exemplo, para a ionização do ácido sulfídrico, tem-se:
H2S ⇌ H+ + HS– (1a etapa)
HS– ⇌ H+ + S2– (2a etapa)
Para ácidos polipróticos fracos, a primeira ionização ocorre mais facilmente que a segunda 
que, por sua vez, ocorre mais facilmente que a terceira.Ex
pl
or
É comercializado,
impuro, como ácido
muriático e utilizado
na limpeza.
Utilizado no vinagre
em uma procentagem
de 3% a 7%.
Utilizado em 
água gasei�cada 
e refrigerantes.
Utilizado na fabricação
de explosivos e 
fertilizantes.
Utilizado na indústria
de tintas, re�no de
açúcar e produção 
de fertilizantes.
H Cl
H3C
OH
O
OHHO
S
OO
Ácido clorídrico Ácido sulfúrico
Ácido acético Ácido carbônico Ácido nítrico
C HH
O
O
O
N+
OH
O
O
Figura 1 – Aplicações dos principais ácidos
Bases
Segundo Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, dissocia-se, 
produzindo como ânion exclusivamente o íon OH–. Exemplos:
2
(s) (aq) (aq)
22
2(s) (aq) (aq)
H ONaOH Na OH
H OCa (OH) Ca 2 OH
+ −
+ −
→ +
→ +
As basessão formadas por cátions metálicos e pelo ânion hidroxila (OH−). 
A única base importante formada por um cátion não metálico é o hidróxido de 
amônio (NH4OH).
11
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Propriedades
As principais características das bases são:
• Têm sabor adstringente;
• Suas soluções aquosas conduzem corrente elétrica;
• Atuam sobre a coloração de indicadores ácido-base;
• Reagem com ácidos, formando sal e água.
Formulação e Nomenclatura
A fórmula de uma base é escrita combinando o ânion OH− com um cátion:
M(OH)x ⇒ hidróxido de . . . . . . . . . . .
 nome de M
Exemplos em hidróxido de:
• Potássio: K+ OH–: KOH;
• Zinco: Zn2+ OH–: Zn(OH)2;
• Aluminio: Al3+ OH–: Al(OH)3.
Caso o metal apresente diferentes estados de oxidação, este é indicado com 
algarismos romanos no respectivo nome:
CuOH: hidróxido de cobre (I) Fe(OH)2: hidróxido de ferro (II)
Cu(OH)2: hidróxido de cobre (II) Fe(OH)3: hidróxido de ferro (III)
Classificação
• Quanto ao número de íons hidroxila:
 » Monobases: possuem 1 hidroxila. Exemplos: LiOH, KOH;
 » Dibases: possuem 2 hidroxilas. Exemplos: Ba(OH)2, Mn(OH)2;
 » Tribases: possuem 3 hidroxilas. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3;
 » Tetrabases: possuem 4 hidroxilas. Exemplos: Sn(OH)4, Ti(OH)4.
• Quanto à solubilidade em água:
 » Muito solúveis: de metais alcalinos e de amônio. Exemplos: NaOH, NH4OH;
 » Pouco solúveis: de metais alcalino-terrosos, exceto Mg(OH)2. Exemplos: 
Ca(OH)2, Sr(OH)2;
 » Insolúveis: as demais, incluindo Mg(OH)2. Exemplos: Mg(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)4.
• Quanto ao grau de dissociação – força: os compostos iônicos solúveis em 
água apresentam sempre elevado grau de dissociação e são eletrólitos fortes. 
12
13
Os compostos iônicos insolúveis em água apresentam baixo grau de dissocia-
ção pois, não se dissolvendo, não se dissociam, sendo, portanto, eletrólitos 
fracos. Assim, pode-se classificar as bases em:
» Fortes: apresentam α ≥ 0,5. Exemplos: hidróxidos de metais alcalinos e 
alcalino-terrosos, exceto Mg(OH)2. Principais bases fortes: NaOH, KOH, 
Ca(OH)2, Ba(OH)2;
» Fracas: apresentam α < 0,5. Exemplos: as demais bases, incluindo 
Mg(OH)2. Principal base fraca: NH4OH; é a única base inorgânica solúvel 
em água e é fraca.
O NH4OH resulta da reação entre NH3 e H2O, e tem baixo grau de ionização, embora seja 
muito solúvel em água. Ex
pl
or
É utilizado na
fabricação de sabão
e indústria de corantes.
É utilizado na fabricação
de fertilizantes e como
gás de refrigeração.
É utilizado em produtos 
farmacêuticos como
antiácido.
É utilizado na 
preparação de
argamassa.
É utilizado em produtos
farmacêuticos como
antiácidos e laxantes.
NaOH
NH4(OH) Al(OH)3 Ca(OH)2
Mg(OH)2
Hidróxido de sódio Hidróxido de magnésio
Hidróxido de amônia Hidróxido de alumínio Hidróxido de cálcio
Figura 2 – Aplicações das principais bases
Sais
Sais são compostos iônicos cujas soluções aquosas contêm cátions diferentes de 
H+ e ânions diferentes de OH–. Exemplos:
22
3(s) (aq) (aq) 3 (aq)
2 22
4(s) (aq) 4 (aq)
H ONaHCO Na H CO
H OMgSO Mg SO
+ + −
+ −
→ + +
→ +
Propriedades
As principais características dos sais são as seguintes:
• Têm elevados pontos de fusão;
• As suas soluções aquosas conduzem corrente elétrica;
• Dependendo dos íons presentes, podem alterar o potencial Hidrogeniônico 
(pH) da água.
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UNIDADE Funções Inorgânicas;
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Formulação e Nomenclatura
A fórmula de um sal é escrita combinando um ânion e um cátion:
CxAy ⇒ . . . . . . . . . . . de . . . . . . . . . . .
 Nome de A Nome de C
Exemplos:
Na2SO4:Sulfato de sódio Ca(OH)Cl:Hidroxi cloreto de cálcio
Cloreto básico de cálcio
FeCO3:Carbonato de ferro(II)
Carbonato ferroso
NaKSO4:Sulfato de sódio e potássio
KH2PO4:Diidrogenofosfato de potássio
Fosfato diácido de potássio
CaBrClO:Brometo hipoclorito de cálcio
Classificação
• Quanto à presença de carbono:
» Orgânicos: apresentam carbono e na estrutura existe pelo menos um ânion 
carboxilato ou um cátion proveniente de um composto orgânico, usualmente 
uma amina (NR4
+). Exemplos: CH3CO2NH4, NaO2CCH2CO2Na, (CH3)3NHCl, 
C6H5NH3HSO4;
» Inorgânicos: não apresentam carbono na sua estrutura ou o carbono não 
forma nenhum íon carboxilato. Exemplos: CdF2, NaNO2, BiCl3.
• Quanto à natureza ou tipo dos íons:
» Neutros ou normais: possuem apenas um cátion e um ânion. Exemplos: 
(NH4)3PO4, Na2CrO4;
» Ácidos ou hidrogenossais: apresentam dois cátions, sendo um deles o H+. 
Exemplos: LiHCO3, Zn(HSO4)2;
» Básicos ou hidroxissais: apresentam dois ânions, sendo um deles o OH–. 
Exemplos: Mg(OH)Cl, Al(OH)2Br;
» Duplos ou mistos: apresentam dois cátions diferentes de H+ ou dois ânions 
diferentes de OH–. Exemplos: KFe(SO4)2, Cd(ClO)CN.
• Quanto à presença de água: sais podem apresentar moléculas de água em 
uma proporção bem definida nos seus retículos cristalinos, fazendo parte da sua 
composição. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização:
As moléculas de água de cristali-
zação não estão ligadas quimica-
mente aos íons do sal.
14
15
» Hidratados ou hidratos: apresentam moléculas de água de cristalização na 
sua estrutura cristalina. Exemplos: CaCl2.2H2O, Cr(NO3)2.9H2O;
» Anidros: não possuem moléculas de água de cristalização na sua estrutura 
cristalina. Exemplos: MgSO4, PbI2.
A água de cristalização é facilmente removida por aquecimento:
CuSO4.5H2O(s)
�� �� CuSO4(s) + 5 H2O(g)
Ex
pl
or
• Quanto à solubilidade em água:
» Solúveis: dissolvem-se facilmente em água; exemplos: NaCl, KNO3;
» Insolúveis: exibem uma capacidade muito pequena de se dissolverem em 
água. Exemplos: PbI2, CaSO4.
O comportamento de solubilidade dos sais está resumido na Tabela 2:
Tabela 2 – Solubilidade de sais
Íons Comportamento geral Principais exceções
1Aa, NH4
+ Solúveis Li3PO4, KClO4, NH4ClO4
NO3
–, ClO3
– Solúveis ——
ClO4
– Solúveis K+, NH4
+
NO2
–, CH3CO2
– Solúveis Ag+, Hg2
2+
F– Solúveis 2Ab, Cu+, Pb2+, Hg2
2+
Cl–, Br– Solúveis Ag+, Cu+, Pb2+, Hg2
2+
I– Solúveis Ag+, Cu+, Pb2+, Hg2
2+, Hg2+
SO4
2– Solúveis 2A (exceto Mg2+), Ag+, Pb2+, Hg2
2+
S2– Insolúveis 1A, 2A, NH4
+
CO3
2–, PO4
3– Insolúveis 1A (exceto Li+), NH4
+
demais Insolúveis 1A, NH4
+
a 1A: metais alcalinos; b 2A: metais alcalino-terrosos.
É utilizado como 
conservante na fabricação 
de alimentos embutidos.
É utilizado na fabricação de 
enxaguante bucal, pois inibe 
a perda de minerais dos dentes.
É utilizado na
fabricação de 
detergentes.
É utilizado na 
fabricação de
giz escolar.
É utilizado no branqueamento 
de produtos têxteis e na 
industria de papel.
KNO3
NaF Na2CO3 CaSO4
NaCIO
Nitrato de potássio Hipoclorito de sódio
Floureto de sódio Carbonato de cálcio Sulfato de cálcio
Figura 3 – Aplicações dos principais sais
15
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Óxidos
Óxido é um composto binário em que o oxigênio é o elemento mais eletronega-
tivo. Exemplos:
Fe2O3 CaO SiO2 NO2
Composto binário: é a substância formada por dois elementos químicos diferentes.
Ex
pl
or
Pelo fato de o átomo de flúor ser mais eletronegativo que o oxigênio, compos-
tos binários de oxigênio e flúor não são classificados como óxidos, mas sim como 
fluoretos (Figura 4).
OF2 O2F2
Figura 4 – Fluoretos de oxigênio
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Propriedades
As principais características dos óxidos são:
• Apresentam-se normalmente como sólidos ou gases. O estado líquido é me-
nos comum;
• Em sua maioria, reagem com ácidos e/ou bases e água;
• Apresentam características elétricas variadas, podendo ser isolantes ou condutores.
Formulação e Nomenclatura
Dependem do elemento ligado ao oxigênio:
• Óxidos de não metais:
ExOy   ⇒ . . . . . . . . . . . óxido de . . . . . . . . . . .
Prefixo
multiplicador
Prefixo
multiplicador
+ nome de E
Exemplos:
CO2: dióxido de carbono – o prefixo mono pode ser omitido.
16
17
N2O5: pentóxido de dinitrogênio.
• Óxidos de metais:
MxOy   ⇒ óxido de . . . . . . . . .. .
 nome de M
Exemplos:
Óxido de lítio: Li+ O2−: Li2O.
Óxido de alumínio: Al3+ O2−: Al2O3.
Óxido de ferro(II): Fe2+ O2−: FeO.
Classificação
• Quanto ao tipo de ligação:
» Iônicos: possuem o íon O2–, que está ligado a um cátion metálico por uma 
ligação iônica. Existe grande diferença de eletronegatividade entre os ele-
mentos: CuO, Ag2O, Al2O3;
» Covalentes: o átomo de oxigênio está ligado covalentemente a um não me-
tal. A diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos não é gran-
de: H2O, CO2, N2O3.
• Quanto ao comportamento químico:
» Ácidos ou anidridos: formados por ametais, reagem com água, formando 
ácidos, e com bases, formando sal e água. Exemplos: P2O5, SO2
Reações: SO3 + H2O → H2SO4
 SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O
» Básicos: formados por metais, reagem com água, formando bases, e com 
ácidos, formando sal e água. Exemplos: K2O, CaO.
Reações: Na2O + H2O → 2 NaOH
 2 Na2O + 2 HCl → 2 NaCl + H2O
» Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos ou como óxidos ácidos, de-
pendendo de com quem reagem. Exemplos: ZnO, Al2O3 – principais.
Reações: ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
 ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O
» Mistos: comportam-se como se fossem a combinação de dois óxidos de um 
mesmo elemento químico. Exemplos: Fe3O4 (FeO + Fe2O3), Pb3O4 (2 PbO + 
PbO2), N2O4 (N2O3 + N2O5);
» Neutros: não reagem com água, ácidos, bases ou outros óxidos: CO, NO, N2O.
17
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Importante!
CO, NO e N2O não são quimicamente inertes, podendo reagir com outras substâncias.
Importante!
 » Peróxidos: formados pelo íon peróxido (O2
2−). Reagem com água ou com 
ácidos diluídos, produzindo água oxigenada (H2O2). Exemplos: Na2O2, K2O2, 
MgO2, CaO2 e BaO2.
Nota: H2O2 é o único peróxido inorgânico covalente.
Reações: CaO2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2O2
 CaO2 + 2 HCl → CaCl2 + H2O2
É utilizado na correção
de pH do solo.
É utilizado na 
fabricação de latas.
É utilizado na fabricação 
de pigmentos.
É utilizado na 
fabricação de aço.
CaO
SnO2 Fe2O3 É utilizado na fabricação 
do alumínio.
Al2O3
MnO2
Óxido de cálcio Óxido de manganês
Óxido de estanho Óxido de ferro III Óxido de alumínio
Figura 5 – Aplicações dos principais óxidos
Reações
Neutralização
Os ácidos e as bases reagem entre si, neutralizando-se mutuamente com a for-
mação de sais. Nessa reação, os íons H+ do ácido reagem com os íons OH– da base 
produzindo água, os íons restantes – cátion da base e ânion do ácido – formam um 
sal. Exemplos:
Ácido + base → sal + H2O
HCl + NaOH → NaCl + H2O
H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + H2O
Quando ácido e base reagem em proporções estequiométricas – toda a base e 
todo o ácido são consumidos –, diz-se que houve neutralização total. Se a quantida-
de de um dos reagentes for maior que a do outro, tem-se uma neutralização parcial:
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O ⇒ excesso de ácido
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O ⇒ excesso de base
18
19
Ácidos também podem ser neutralizados pela reação com carbonatos e bicarbo-
natos, pois essa reação produz o ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em 
CO2 e H2O:
H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + CO2 + H2O
HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O
Reações de carbonatos e bicarbonatos com ácidos levam à formação de ácido 
carbônico que, por ser instável, decompõe-se em CO2 e H2O; por isso também 
permitem a neutralização de meios ácidos:
H2SO4 + K2CO3 → K2SO4 + 〈H2CO3〉
 ↓
 CO2 + H2O
HCl + NaHCO3 → NaCl + 〈H2CO3〉
 ↓
 CO2 + H2O
Precipitação
Na reação de precipitação é formada uma substância insolúvel no meio reacio-
nal, chamada de precipitado. Exemplo:
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓
O símbolo ↓ colocado ao lado de 
uma substância em uma reação 
química indica que essa é insolúvel 
no meio reacional.
Na precipitação, a reação entre duas substâncias leva à formação de novas subs-
tâncias, uma das quais é pouco solúvel no meio reacional (Tabela 2) e precipita.
Formação de precipitados, disponível em: http://bit.ly/2KZ8J30
Ex
pl
or
Que na maior parte das vezes, o surgimento de pedras nos rins corresponde à formação de 
sais insolúveis em água, como o oxalato de cálcio (CaC2O4) e o fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2]?E
xp
lo
r
19
UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Figura 6 – Cálculo renal de oxalato de cálcio
Fonte: Getty Images
pH
Introdução
Segundo a definição de Arrhenius, substâncias que, em água, liberam o íon H+ são 
classificadas como ácidos, e aquelas que liberam o íon OH–, como bases. A presença 
desses íons é a responsável pela acidez ou pela basicidade de soluções aquosas.
Importante!
Que a palavra ácido deriva do latim acidus = azedo, em referência ao seu sabor?
A palavra base, no sentido que tem hoje, foi usada pela primeira vez em 1754, em refe-
rência a sais que formam uma base não volátil para a fixação de ácidos voláteis.
Você Sabia?
Autoionização da Água
Mesmo pura, a água apresenta alguns poucos íons, derivados da sua autoionização:
H2O ⇌ H+ + OH– Keq
Essa reação é reversível, ou seja, a todo momento existem moléculas de água se 
ionizando e íons H+ e OH– se combinando.
Como todo equilíbrio, a autoionização da água é descrita por um valor numérico 
denominado constante de equilíbrio. Quanto maior for o seu valor, mais favorável 
será a ocorrência da reação. Para a água pura, a 25° C, tem-se:
H2O ⇌ H+ + OH– Kw = 1,01 × 10–14 (arredondado para 1,0 × 10–14)
20
21
Como todo equilíbrio, a reação é sensível a variações de temperatura, e isso 
afeta o grau da ionização da água.
Tabela 3 – Valores da constante de autoionização da água (Kw) a diferentes temperaturas
T (°C) Kw (× 10
–14) T (°C) Kw (× 10
–14)
0 0,115 50 5,31
10 0,296 60 9,25
20 0,687 70 15,3
25 1,01 80 24,4
30 1,46 90 37,3
40 2,87 100 54,3
Fonte: Adaptada de Handbook CRC of Chemistry and Physics, 2002
Matematicamente, a constante de equilíbrio é definida como:
[ ]
14
W
2
H OH
K 10
H O
+ −
−
      = =
O valor da constante é baixo, indicando que a ionização é desfavorável, disso 
resulta que a quantidade de água que se ioniza é desprezível e, portanto, pode-se 
desconsiderar [H2O] da equação:
Kw = [H
+][OH–] = 10–14
Importante!
Que a ionização da água é desfavorável – ocorrendo em apenas 1 em cada 556 milhões 
de moléculas?
Você Sabia?
Pela estequiometria da reação, as concentrações de H+ e de OH– em água pura 
são iguais e, portanto, [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L.
Escala de pH
O pH é uma escala numérica e adimensional usada para especificar o quanto 
uma solução aquosa é ácida ou básica. O conceito foi introduzido em 1909 pelo 
químico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen em um artigo sobre a influên-
cia da acidez sobre a atividade de enzimas, com a finalidade de facilitar a forma de 
exprimir os valores numéricos muito baixos das concentrações de ácidos usadas.
É definido como:
pH = – log [H+]
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UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Importante!
A forma certa de simbolizar o pH é com p minúsculo e H maiúsculo; qualquer variação 
dessa representação, muito comum em textos não especializados, é um erro grave.
Importante!
Inversamente:
[H+] = 10–pH
Pela definição, verifica-se que, quanto menor for o valor de pH, mais ácida será 
a solução.
Existem muitas substâncias que, em água, alteram a concentração dos íons H+ 
ou OH–. Como o produto [H+][OH–] = 10–14 deve ser constante, o aumento na con-
centração de um dos quais implica na diminuição proporcional do outro:
• Soluções ácidas: [H+] > 10–7 mol/L
 [OH–] < 10–7 mol/L

 pH < 7
• Soluções básicas ou alcalinas: [H+] < 10–7 mol/L
 [OH–] > 10–7 mol/L

 pH > 7
• Soluções neutras: [H+] = 10–7 mol/L
 [OH–] = 10–7 mol/L

 pH = 7
O valor normal do pH do sangue é 7,35-7,45. Pequenas alterações – da ordem de 0,2 unida-
de – já são suficientes para causar problemas de saúde: entre outros efeitos, o aumento da 
acidez do sangue – acidose –, a diminuição da capacidade da hemoglobina de se ligar ao 
oxigênio e o aumento dabasicidade – alcalose –, que causa tontura, náuseas cãibras e for-
migamento nos dedos. Em ambos os casos, variações extremas de pH podem levar à morte.
A pele humana é levemente ácida – pH = 5,5, esse valor serve de proteção contra patógenos.
O esmalte dos dentes começa a se dissolver quando o pH da saliva cai abaixo de 5,0, sendo 
esse o início do processo que leva à formação de cáries.
Ex
pl
or
Valores aproximados de pH de substâncias do dia a dia, disponível em: http://bit.ly/2L327R9 
Ex
pl
or
Aplicando o logaritmo à definição matemática de Kw, tem-se:
pKw = pH + pOH = 14
O que explica o limite máximo de 14 na escala.
Essa relação se justifica porque as concentrações de H+ e de OH– são interde-
pendentes. Às vezes, pOH é usado para medir a basicidade de uma solução, mas 
isso é pouco usual e o emprego de pH predomina amplamente.
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Figura 7 – Relação entre pH e pOH; vermelho: região ácida, azul: região básica
Fonte: Wikimedia Commons
É comum aplicar a notação de Sørensen a constantes de equilíbrio, o que transforma K em 
pK. Por exemplo, a constante de acidez do ácido acético é K = 1,75 × 10–5, o que corresponde 
a pK = 4,76.
Quanto mais forte for o ácido, maior será o valor de K e menor será o valor de pK.
Ex
pl
or
Figura 8 – pHmetro: aparelho de laboratório usado para medir o pH de soluções aquosas
Fonte: Divulgação
Indicadores Ácido-Base
Indicador ácido-base é uma substância que muda de cor dependendo da acidez 
da solução. Essa mudança ocorre em um pequeno intervalo de pH, denominado 
intervalo de viragem.
Existe grande variedade de substâncias que funcionam como indicadores ácido-
-base, cada uma com as suas cores e o seu intervalo de viragem característicos.
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UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
Figura 9 – Soluções de indicadores ácido-base: tornassol (esquerda), 
alaranjado de metila (centro) e azul de timol (direita)
Figura 10 – As cores das pétalas da hortênsia são influenciadas pelo pH do solo: são azuis em pH = 4,0-4,5 
(esquerda) e vermelhas em pH mais alto (direita)
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Os indicadores de pH mais usados em laboratório são:
• Pαpel de tornαssol: vermelho em pH < 4,5 e azul em pH > 8,3; usado na 
forma de tiras de papel embebidas em solução ácida – tornassol vermelho – e 
em solução básica – tornassol azul;
Figura 11 – O papel de tornassol fica vermelho em meio 
ácido (esquerda) e azul em meio básico (direita)
Fonte: socratic.org
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• Fenolftaleína: incolor em pH < 8,3 e rósea em pH > 10,0; usada na forma de 
solução 1% em etanol;
Figura 12 – A fenolftaleína é incolor em meio ácido (esquerda) e rosa em meio básico (direita)
Fonte: socratic.org
• Indicador universal: é uma mistura de diferentes indicadores, em solução ou 
em tiras de papel, que apresentam colorações diferentes para cada pH de 1 a 
14, isso permite uma determinação quantitativa da acidez da solução.
Escala de fita de indicador universal, disponível em: http://bit.ly/2MxDeAe
As antocianinas, pigmentos presentes no repolho roxo, podem assumir diversas cores, de 
acordo com o pH, disponível em: http://bit.ly/2Myq9H8
Ex
pl
or
Importante!
Que o tornassol é extraído de certos tipos de líquens?
Você Sabia?
Substâncias que atuam como indicadores apresentam mudanças nas suas es-
truturas em função do pH da solução, sendo que cada estrutura tem uma colora-
ção diferente.
N
OHO
H O
N
OO
O
OH�
H+
Figura 13 – Formas ácida (vermelha; esquerda) e básica (azul; direita) do tornassol; pKa = 6,5
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UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
O
HO
OH
O
H+
OH�
O O
CO2
Figura 14 – Formas ácida (incolor; esquerda) e básica (rosa; direita) da fenolftaleína; pKa = 9,3
Importante!
Que diversos extratos vegetais podem ser usados como indicadores de pH, derivados de 
diferentes partes da planta, como folhas – chá preto –, flores – gerânio, hibisco, papoula 
–, frutos – pera, frutas de polpa roxa, como uva, jabuticaba, mirtilo –, caules – ruibarbo 
– e raízes – beterraba, rabanete?
Você Sabia?
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Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
Sites
Degree of Dissociation & pKa of Weak Acid
O site calcula o grau de ionização de um ácido fraco a partir de sua constante de 
ionização e concentração em mol/L; é possível verificar o efeito da variação de sua 
concentração sobre o seu o grau de ionização.
http://bit.ly/2L5Siln
Home and Garden pH Indicators
Site – em inglês, enumera diversas substâncias do dia a dia que podem se comportar 
como indicadores ácido-base.
http://bit.ly/2Mz2ohT
The acid-base properties of water
O simulador online e interativo em inglês, mostra o valor da constante de ionização da 
água e o pH da neutralidade em diferentes temperaturas (de 1 a 99° C).
http://bit.ly/2L2IVmx
Escala de pH
O simulador online e interativo em inglês permite determinar o caráter ácido-base de 
diferentes sistemas – inclusive criar uma solução personalizada –, verificando o efeito 
da diluição sobre o pH e pOH ou nas concentrações de H+ e OH–.
http://bit.ly/2Laek6S
 Vídeos
Basicidade e acidez, da Pré-História aos dias atuais
Leia o artigo, que apresenta alguns aspectos históricos sobre os conceitos de acidez e 
basicidade.
http://bit.ly/2L0AND8
Teorias ácido-base no século XX
Artigo discorre sobre as diferentes teorias de ácido-base propostas durante o século 
XX, mostrando como evoluem e como estão relacionadas entre si.
http://bit.ly/2L3uGhw
Ácidos orgânicos: dos primórdios da Química experimental à sua presença em nosso cotidiano
O artigo mostra a importância dos ácidos orgânicos.
http://bit.ly/2L85N4f
Os conceitos ácido-base e a escala de pH
Artigo ressalta os principais aspectos do conceito de quantidade de substância.
http://bit.ly/2L28G6r
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UNIDADE Funções Inorgânicas; 
Potencial Hidrogeniônico (pH)
 Leitura
Aqueous acids in action
As animações, comparam, de forma simplificada, os comportamentos de alguns ácidos 
de Arrhenius em água – embora em inglês, é possível acionar legendas com tradução 
automática para o português.
https://youtu.be/kcPjY9cQpWs
Base in water
As animações, comparam, de forma simplificada, os comportamentos de alguns ácidos 
de Arrhenius em água – embora em inglês, é possível acionar legendas com tradução 
automática para o português.
https://youtu.be/jq1xrJCXH-k
Animation neutralization reaction
Animação mostra, em nível microscópico, a ocorrência de uma reação de neutralização 
– embora em inglês, é possível acionar legendas com tradução automática para o 
português.
https://youtu.be/uXJ-DfJkJhA
Health and wellness videos – Lewis acid-base theory
A animação em inglês, mostra, em nível microscópico e de forma didática, reações 
ácido-base sob o ponto de vista das teorias de Brönsted-Lowry e de Lewis.
http://bit.ly/2L2stmw
Fenolftaleína experimentos
O vídeo mostra o comportamento da fenolftaleína em diferentes valores de pH, 
inclusive em extremos de acidez e basicidade – embora em espanhol, é possível acionar 
legendas com tradução automática para o português.
https://youtu.be/izsJiGfXhZg
Indicador ácido-base
O vídeo mostra o comportamento do ácido-base de extratos de frutas roxas.
https://youtu.be/6oKdkvLom0c
Indicador ácido-base com hibisco
O vídeo mostra a produção de um indicador de pH com extrato de hibisco.
https://youtu.be/7tBeaYeEjck
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Referências
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Trad. Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed. Porto Alegre, RS: 
Bookman, 2013. 925 p.
BROWN, T. L. et al. Química: a Ciência central. Trad. Robson Mendes Matos. 9. 
ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
FRANCO, D. S. Química – cotidiano e transformações 1. São Paulo: FTD, 2016.
JENSEN, W. B. The origin of the “term base”. Journal of Chemical Education, 
v. 83, n. 8, p. 1.130-1.131, 2006.
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. M. Química Geral e reações químicas. Trad. 
Noveritis do Brasil. 2 v. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016. 
OXIDE – chemicalcompound. Encyclopædia Britannica. [20--]. Disponível em: 
<https://www.britannica.com/science/oxide>. Acesso em: 12 jul. 2019.
RUSSELL, J. B. Química geral. Trad. Márcia Guekezian. 2 v. 2. ed. São Paulo: 
Makron Books, 1994. 
SÖRENSON, S. P. L. Enzyme studies II. The measurement and meaning of 
hydrogen ion concentration in enzymatic processes. Biochemische Zeitschrift, 
v. 21, n. 131, 1909. (Col. Selected Classic Papers from the History of Chemistry). 
Disponível em: <https://www.chemteam.info/Chem-History/Sorenson-article.
html>. Acesso em: 13 jul. 2019.
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