Tpicos_IV_e_V

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Tópicos IV e V
Universidade Federal de Goiás – UFG
Instituto de Química
Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia.
CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil.
Leonildo A. Ferreira
leonildoferreira@ufg.br
INQ0158 Química Geral B
Reações químicas e Estequiometria de reação
Universidade Federal de Goiás – UFG
Instituto de Química
Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia.
CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil.
Leonildo A. Ferreira
leonildo.laf@gmail.com
INQ0158 Química Geral B
Massas moleculares
Não é possível contar átomos ou moléculas específicos, mas podemos determinar, 
indiretamente, a quantidade deles, se suas massas forem conhecidas.
A massa molecular (MM) de uma substância representa a soma das massas atômicas dos 
átomos presentes na fórmula química da substância.
Glicose → C6H12O6
6 C → 6 x 12,011 uma → 72,066 uma
12 H → 12 x 1,008 uma → 12,096 uma
6 O → 6 x 15,999 uma → 95,994 uma
 180,156 uma
3
+
+
Massas molares
Por vezes, é necessário calcular a composição percentual de um composto, isto é, a 
percentagem em massa de cada elemento presente na substância.
Calcular a composição percentual de todo e qualquer elemento presente em uma substância 
(também chamada de composição elementar de uma substância) é simples desde que a 
fórmula química dessa substância seja conhecida.
Composição
percentual do elemento
número de átomos
do elemento X
x 100=
massa atômica
do elemento
massa molar da substância
4
Massas molares
Composição percentual
Glicose
C6H12O6
40,00% + 6,71% + 53,29% = 100,00%
Composição 
percentual do elemento
número de átomos 
do elemento x
x 100=
massa atômica 
do elemento
massa molar da substância
5
%C =
6 x (12,011 uma)
180,156 uma
 x 100 = 40,00%
%H =
12 x (1,008 uma)
180,156 uma
 x 100 = 6,71%
%O =
6 x (15,999 uma)
180,156 uma
 x 100 = 53,29%
Número de Avogadro e Quantidade de substância
Quantidade de substância (n): “é uma medida do número de entidades 
elementares específicas. Estas entidades elementares podem ser um 
átomo, uma molécula, um íon, um elétron ou qualquer outra partícula ou 
grupo de partículas.”
Mol é a unidade no Sistema Internacional para quantidade de 
substância. 1 mol contém exatamente 6,02214076 × 1023 
entidades elementares. Esse número é o valor numérico da 
Constante de Avogadro, NA, quando expresso em mol
-1, é o 
chamado Número de Avogadro.
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, 
Conde de Quaregna e Cerreto (1776-1856)
 Fonte: Atkins et al., 2018.
MARQUARDT, R. et al. Definition of the mole (IUPAC 
Recommendation 2017). Pure Appl. Chem. 90 (1), 175-180, 2018.
6
Número de Avogadro e Quantidade de substância
Cada amostra abaixo contém 1 mol de fórmulas unitárias de um composto iônico.
Diferentes compostos iônicos
 Fonte: Atkins et al., 2018. 7
Número de Avogadro e Quantidade de substância
A massa em gramas de um mol de uma substância, isto é, a massa em gramas por mol (ou 
seja, g mol-1), é chamada de massa molar da substância. 
Para conversões entre massa e quantidade de substância e entre massa e números de 
partículas: 
Gramas Utilize a massa molar Mol Utilize o número de Avogadro Unidades de fórmula
8
Número de Avogadro e Quantidade de substância
Quantos átomos de H há em 72,50 g de C3H8O ?
n C3H8O ⇨ m C3H8O
1 mol → 60 g
X → 72,50 g
X = 1,208 mol 
nH ⇨ átomos de H
 1 mol → 6,022 x 1023 átomos de H 
9,664 mol → Y 
Y = 5,820 x 1024 átomos de H
X 8 = 9,664 mol átomos de H
1 mol C3H8O = (3 x 12 g) + (8 x 1 g) + 16 g = 60 g C3H8O
1 mol de átomos de H corresponde a 6,022 x 1023 átomos de H
1 mol de moléculas de C3H8O possui 8 mol de átomos de H
9
Reações Químicas: equações químicas 
Reações químicas são representadas por meio de equações químicas.
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
- O sinal + significa “reage com”, e a seta, “produz”. As fórmulas 
químicas à esquerda da seta representam as entidades moleculares 
de partida, chamadas de reagentes. A fórmula química da direita da 
seta representa a entidade molecular produzida na reação, 
denominada de produto.
- Os números na frente das fórmulas, denominados coeficientes 
estequiométricos, indicam a quantidade relativa de entidades 
moleculares de cada tipo envolvidas na reação.
Reação de oxidação (queima) 
do magnésio.
Fonte: Atkins et al., 2018
10
Reações Químicas e Estequiometria
Antoine L. Lavoisier. 
Fonte: wikipedia. 
“Podemos aceitar como um axioma incontestável que, em todas as 
operações da arte e da natureza, nada se cria; uma quantidade igual de 
matéria está presente antes e depois do experimento. Toda a arte que 
envolve a realização de experimentos químicos depende desse princípio.”
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
16,03 g + 2  32,00 g → 44,01 g + 2  18,01 g
80,03 g → 80,03 g
Lei da conservação da massa: a massa total dos materiais presentes depois de uma reação 
química é igual a massa total dos materiais antes da reação
11
Reações Químicas: equações químicas 
- Uma equação química está balanceada quando há o mesmo número de átomos de cada 
elemento nos lados direito e esquerdo da seta. O número de átomos é obtido ao multiplicar 
cada subscrito em uma fórmula química pelo coeficiente da fórmula.
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
- Subscritos indicam a identidade da entidade molecular; coeficientes indicam a quantidade 
dessa entidade molecular.
- Para indicar o estado físico de cada reagente e produto nas equações químicas, usamos os 
símbolos (g), (l), (s) e (aq) para as entidades moleculares que são gases, líquidas, sólidas, e que 
estão solúveis/miscíveis em água, respectivamente.
12
Reações Químicas: padrões de reatividade
Reações de combinação (síntese)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Reações de decomposição
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(g)
Reações de combustão
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) combustão completa
2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 CO(g) + 4 H2O(g) combustão incompleta
13
Reações Químicas: equações químicas 
Equação molecular: todas as espécies listadas como entidades moleculares.
HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → H2O(l) + MgCl2(aq)
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + MgCl2(aq)
Equação iônica: utilizada para representar a reação entre íons. Ela lista TODOS os íons (em 
solução aquosa). Sólidos e líquidos não devem ser dissociados {PbS(s)} ou ionizados {HBr(l)}.
2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg2+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l) + Mg
2+(aq) + 2 Cl−(aq)
Equação iônica simplificada: lista somente íons relevantes (as espécies espectadoras não 
aparecem):
2 H+(aq) + 2 OH−(aq) → 2 H2O(l)
H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l) 14
Reações Químicas: equações químicas 
Escrevendo equações químicas
O metal cálcio reage com água líquida ocorrendo a produção de gás hidrogênio e hidróxido de 
cálcio em solução aquosa.
Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca(OH)2(aq) Equação molecular
Ca(s) + 2 H2O(l) → H2(g) + Ca
2+(aq) + 2 OH−(aq) Equação iônica e iônica simplificada
15
Reações Químicas: equações químicas 
Escrevendo equações químicas
Uma solução de nitrato de prata é misturada com uma solução de cromato de potássio e 
ocorre formação de um precipitado.
2 AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) → 2 KNO3(aq) + Ag2CrO4(s) Eq. Molecular
2 Ag+(aq) + 2 NO3
−(aq) + 2 K+(aq) + CrO4
2−(aq) → 2 K+(aq) + 2 NO3
−(aq) + Ag2CrO4(s) Eq. Iônica
2 Ag+(aq) + CrO4
2−(aq) → Ag2CrO4(s) Eq. Iônica simplificada
16
- a determinação dos coeficientes de uma equação química é chamada de balanceamento;
- É importante que as equações estejam balanceadas para não haver erro nos cálculos.
 
Exemplo: CH4 + O2 → CO2 + H2O (não balanceada)
 CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (balanceada)
 
- Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação.
Reações Químicas:Balanceamento
O balanceamento pode ser feito por tentativa e erro. 
17
- Os índices NUNCA podem ser alterados para balancear uma equação.
Reações Químicas: Balanceamento
Mudar o coeficiente 
altera a quantidade
Mudar o índice 
altera a identidade 
e as propriedades
Fonte: Brown et al., 2016
18
Reações Químicas: Balanceamento
Deve-se fazer o balanceamento de carga e de massa:
Ag+(aq) + Fe(s) → Ag(s) + Fe2+(aq)
2 Ag+(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+(aq)
H2(g) + Co
3+(aq) → H+(aq) + Co2+(aq)
H2(g) + 2 Co
3+(aq) → 2 H+(aq) + 2 Co2+(aq)
19
Reações Químicas: Balanceamento
Atribua um coeficiente inicial ao elemento que 
aparece apenas uma vez de cada lado da equação 
química 
Se mais de um elemento aparece uma única vez, 
dê preferência para o que apresenta maior número 
de átomos (maior índice);
Prosseguir com os outros elementos, transpondo 
os índices de um membro para o outro, usando-os 
como coeficiente, até o final do balanceamento
20
Deve-se fazer o balanceamento de carga e de massa.
Exemplos
a) HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + H2O(g)
b) Na2O(s) + HBr(aq) → NaBr(aq) + H2O(l)
c) Na3PO4(aq) + CaCl2(aq) → Ca3(PO4)2(s) + NaCl(aq)
d) K2SO3(aq) + Mg3(PO4)2(s) → MgSO3(aq) + K3PO4(aq)
Reações Químicas: Balanceamento
21
Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução)
Definições
Oxidação: a remoção completa de um ou mais elétrons de uma 
entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019).
Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e−
2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) → Cr2O7
2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e−
Redução: a transferência completa de um ou mais elétrons para uma entidade molecular 
(átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019).
Ag+(aq) + e− → Ag(s)
MnO4
−(aq) + 8 H+(aq) + 5 e− → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
22
Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução)
Definições
Estado de oxidação (número de oxidação, na língua inglesa): é a carga do átomo 
considerando-se o modelo iônico na formação das ligações heteronucleares. (Mcnaught e Wilkinson,
2019).
NaCl ⇨ Na = +1 e Cl = −1 (estados de oxidação)
NaCl ⇨ Na(1+) e Cl(1−) ou Na+ e Cl− (cargas iônicas)
CO2 ⇨ C = +4 e O = −2 (estados de oxidação)
23
Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução)
Algumas regras ajudam a definir o estado de oxidação dos elementos nos diferentes 
compostos:
Em uma substância elementar, o EO do átomo é considerado igual a zero (0)
Br2 ⇨ Br tem EO = 0.
A soma dos EO de todos os átomos em uma espécie molecular é igual à sua carga total.
KMnO4 ⇨ EOK + EOMn + (4 × EOO) = 0 (zero), porque a espécie é neutra.
BrO− ⇨ EOBr + EOO = 1− (carga iônica da espécie).
24
Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução)
- O EO do hidrogênio é +1 quando combinado a não metais e -1 quando combinado com 
metais.
HCl ⇨ EOH = +1
NaH ⇨ EOH = −1
- O EO dos elementos do grupo 1 é +1 e dos elementos do grupo 2 é +2.
- O EO dos elementos do grupo 17 é -1, exceto quando o halogênio está combinado ao 
oxigênio ou outro halogênio presente em um nível superior.
BrO3
− ⇨ EOBr = +5.
ICl2
− ⇨ EOCl = −1 e EOI = +1.
25
Reações Químicas: reações de oxidação e redução (oxirredução)
- O EO dos elementos do grupo 1 é +1 e dos elementos do grupo 2 é +2.
- O EO do oxigênio é −2 na maior parte dos compostos.
Peróxidos (EO = −1) ⇨ H2O2
Superóxidos (EO = −½) ⇨ Cs2O4
26
- o número de e- perdidos na oxidação deve ser idêntico ao número de e- ganhos na redução! 
Para balancear reações de oxiredução:
1) encontre o EO (estado de oxidação) de todos os átomos da equação;
2) Identifique qual átomo tem seu EO aumentado (cede e-, oxidação), e qual tem o EO 
diminuído (recebe e-, redução), na equação química;
3) Iguale o número de e- cedidos e recebidos;
4) Encontre os demais coeficientes fazendo o balanceamento de carga (1º) e de massa (2º).
Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução
Reações Químicas: Balanceamento
27
Reações Químicas: Balanceamento
1. O EO de cada elemento em uma substância elementar é 
sempre zero.
Ex.: H2, O2, O3, P4, S8, Cgrafite, Cdiamante.
4. O EO do H geralmente é +1
exceção: quando combinado a metais alcalino ou alcalino 
terrosos ⇒ -1 (NaH, CaH2)
2. O EO de um íon monoatômico é sempre igual a sua 
própria carga.
Ex.: K+ (NOx: +1), Ba2+ (NOx: +2), Pb4+ (NOx: +4)
5. O EO do O geralmente é -2 (CaO, H2O)
exceção: peróxidos ⇒ -1 (H2O2, CaO2)
6. Em um íon poliatômico, o somatório (∑) dos EOs é igual a 
carga do íon: 
Ex.: PO4
3- ⇒ ∑EO: -3 SO4
2- ⇒ ∑EO: -2
3. Existem elementos que apresentam EO fixo em 
substâncias compostas.
- metais alcalinos (grupo 1): +1 
- metais alcalino-terrosos (grupo 2): +2
- Zinco (Zn): +2 - Prata (Ag): +1
- Aluminio (Al): +3 - Fluor (F): -1
7. Em compostos iônicos ou moleculares, o somatório (∑) 
dos EOs é sempre zero:
 Ex.: NaCl ⇒ ∑EO: 0; HCl ⇒ ∑EO: 0; CaO ⇒ ∑EO: 0 28
HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
𝚫 = + 8 e-
𝚫 = - 1 e-
- Se colocarmos o coeficiente 8 para o HI, o número de e- cedidos se iguala aos recebidos:
8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução
Reações Químicas: Balanceamento
 +1 -1 +1 +6 -2 +1 -2 +1 -2 0
29
EO:
- Podemos agora continuar o balanceamento normalmente:
8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
a) colocamos o coeficiente 4 para I2;
4
b) Colocamos o coeficiente 4 para H2O;
4
e verificamos se o balanceamento está correto (mesmo número de átomos nos dois lados da 
equação);
Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução
Reações Químicas: Balanceamento
30
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Os coeficientes de uma equação química balanceada indicam, tanto os números relativos de 
moléculas (ou unidades de fórmula) na reação quanto o número relativo de quantidade de 
substância (em mol).
31
Informações quantitativas a partir de equações balanceadas
Como ler uma equação química?
32
Reagentes limitante e em excesso
O reagente que é consumido completamente na reação é chamado de reagente limitante, 
porque ele determina, ou seja limita, a quantidade de produto que pode ser formada. Os 
outros reagentes são, por vezes, chamados de reagentes em excesso.
A quantidade de produto calculada que se forma quando se consome todo o reagente 
limitante é chamada de rendimento teórico. O rendimento real é sempre menor que o teórico. 
O rendimento percentual é a razão entre os rendimentos real e teórico.
33
2 A + B → C + 3 D
Reagente A Reagente B Produto C Produto D
Antes da reação 2 mol 1 mol
O que vai reagir 2 mol 1 mol
O que vai produzir 1 mol 3 mol
O que vai sobrar 0 0
CASO 1: Reagentes em quantidades estequiométricas 
34
Reagentes limitante e em excesso
Reagentes limitante e em excesso
Reagente 
limitante
Reagente 
em excesso Rendimento calculado
(Rendimento teórico)
Máximo rendimento possível 
Na prática, o rendimento real observado
(Rendimento experimental ou Rendimento percentual)
pode ser diferente do rendimento calculado
CASO 1: Reagentes em quantidades NÃO estequiométricas 
2 A + B → C + 3 D
Reagente A Reagente B Produto C Produto D
Antes da reação 2 mol 2 mol
O que vai reagir 2 mol 1 mol
O que vai produzir 1 mol 3 mol
O que vai sobrar 0 1 mol
35
Reagentes limitante e em excesso
2 A + B → C + 3 D
Reagente A Reagente B Produto C Produto D
Antes da reação 2 mol 2 mol
O que vai reagir 2 mol 1 mol
O que vai produzir 1 mol 3 mol
O que vai sobrar 0 1 mol
O que realmente formou 0,5 mol 1,5 mol
Rendimento calculado (Rendimento teórico): 1 mol C e3 mol D
Rendimento experimental (real): 0,5 mol C e 1,5 mol D
Rendimento percentual: 50%
36
Cálculo estequiométrico
Como fazer um cálculo envolvendo uma equação química?
1. Escreva a equação química balanceada
2. Converta as quantidades conhecidas das espécies em quantidades de substâncias (mol)
3. Use os coeficientes estequiométricos (da equação balanceada) para identificar o reagente 
em excesso, o reagente limitante (com base nas quantidades determinadas na etapa 
anterior) e poder calcular a quantidade de substância da espécie desejada 
4. Converta a quantidade de substância da espécie desejada na grandeza desejada
37
Cálculo estequiométrico
2 CH3OH(g) + 3 O2(g) →
 2 CO2(g) + 4 H2O(g)
massa CH3OH (g) n CH3OH (mol) n H2O (mol) massa H2O (g)
Massa molar
CH3OH
Coeficientes
estequiométricos
Massa molar
H2O
n CH3OH → m CH3OH 
 1 mol → 32,0 g
 X → 209 g
 X = 6,53 mol
2 mol CH3OH → 4 mol H2O 
6,53 mol CH3OH → y
y = 13,06 mol H2O
n H2O → m H2O 
 1 mol → 18,0 g
13,06 mol H2O → z
z = 235 g H2O
O metanol queima ao ar, de acordo com a equação descrita a seguir. Sabendo-se que 209 
g de metanol foram usados na combustão, qual foi a massa de água produzida?
38
Cálculo estequiométrico
Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a 
massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação:
ou
n Al → m Al 
1 mol → 27,0 g
 X → 124 g
 X = 4,59 mol 
2 mol Al → 1 mol Fe2O3 
4,59 mol Al → Y
Y = 2,30 mol Fe2O3
n Fe2O3 → m Fe2O3 
 1 mol → 160,0 g
2,30 mol → Z
Z = 368 g Fe2O3 
Tem mais Fe2O3 (601 g) no início. 
Fe2O3 é o reagente em excesso e
Al é o reagente limitante
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)
massa Al (g) n Al (mol) n Fe2O3 necessária (mol) massa Fe2O3 necessária (g)
massa Fe2O3 (g) n Fe2O3 (mol) n Al necessária (mol) massa Al necessária (g)
39
Cálculo estequiométrico
Em um processo, 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de Fe2O3. Calcule a 
massa de Al2O3 formado, no processo descrito pela seguinte equação:
Usando os dados do reagente limitante para calcular a massa de produto. 
n Al → m Al
1 mol → 27,0 g
 X → 124 g
 X = 4,59 mol 
2 mol Al → 1 mol Al2O3 
4,59 mol Al → W
W = 2,30 mol Al2O3
n Al2O3 → m Al2O3
 1 mol → 102,0 g
2,30 mol → G
G = 235 g Al2O3
massa Al (g) n Al (mol) n Al2O3 (mol) massa Al2O3 (g)
40
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)
Cálculo estequiométrico
Para o mesmo processo, em que 124 g de Al são colocados em contato com 601 g de 
Fe2O3 determine a quantidade percentual do excesso e qual é o rendimento percentual 
se apenas 179 g de Al2O3 forem produzidos.
Início:
 Al → 4,59 mol (124 g)
Fe2O3 → 3,76 mol (601 g) 
Fe2O3 é o reagente em excesso e
Al é o reagente limitante
Produto
Al2O3 → 2,30 mol (235 g)
Rendimento teórico 
(caso a reação fosse 
completa)
Necessário: 368 g Fe2O3 
368 g → 100%
(601-368) g → X
X = 63,3% de excesso
235 g → 100%
 179 g → Y
Y = 76,2% de rendimento 
percentual
41
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)
3.9 (a) Qual princípio ou lei científica é utilizado no processo de balanceamento de equações 
químicas? (b) No balanceamento de equações, é aceitável alterar, na fórmula química, os 
coeficientes, os subscritosou ambos?
Exercícios
(retirados do livro: Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 3).
42
3.19 Escreva uma equação química balanceada para a reação que ocorre quando: 
(a) Mg(s) reage com Cl2(g);
(b) Carbonato de bário é decomposto em óxido de bário e gás dióxido de carbono sob 
aquecimento;
(c) O hidrocarboneto estireno (C8H8(l)) entra em combustão no ar.
3.19 Escreva uma equação química balanceada para a reação que ocorre quando: 
(a) Mg(s) reage com Cl2(g);
(b) Carbonato de bário é decomposto em óxido de bário e gás dióxido de carbono sob 
aquecimento;
(c) O hidrocarboneto estireno (C8H8(l)) entra em combustão no ar.
Exercícios
43
3.23 Determine as massas moleculares de cada um dos seguintes compostos:
(a) ácido nítrico, HNO3;
(b) KMnO4;
(c) Ca3(PO4)2;
(d) quartzo, SiO2;
(e) sulfeto de gálio;
(f) sulfato de cromo(III);
(g) tricloreto de fósforo;
Exercícios
44
3.25 Calcule a porcentagem de massa de oxigênio nos seguintes compostos:
(a) morfina, C17H19NO3;
(b) codeína, C18H21NO3;
(c) cocaína, C17H21NO4;
(d) tetraciclina, C22H24N2O8;
(e) digitoxina, C41H64O13;
(f) vancomicina, C66H75Cl2N9O24;
Exercícios
45
3.29 (a) A população mundial é estimada, em aproximadamente, 7 bilhões de habitantes. 
Quantos mol de pessoas há nessa quantidade? (b) Quantos planetas seriam necessários para 
acomodar 1 mol de pessoas? (considere que cada planeta irá acomodar 7 bilhões de 
habitantes). 
3.41 Uma amostra de glicose, C6H12O6, contém 1,250 x 10
21 átomos de carbono. 
(a) Quantos átomos de hidrogênio há na amostra? 
(b) Quantas moléculas de glicose há na amostra? 
(c) Quantos mol de glicose há na amostra? 
(d) Qual é a massa da amostra em gramas? 
Exercícios
46
3.45 Determine a fórmula empírica de cada um dos seguintes compostos, se uma amostra 
contém:
(a) 0,0130 mol de C, 0,0390 mol de H e 0,0065 mol de O;
(b) 11,66 g de Fe e 5,01 g de O;
(c) 40,0% de C, 6,7% de H e 53,3% de O em massa.
3.51 Qual é a fórmula molecular de cada um dos seguintes compostos?
(a) Fórmula empírica CH2, massa molar = 84 g mol
-1;
(b) Fórmula empírica NH2Cl, massa molar = 51,5 g mol
-1.
Exercícios
47
3.57 O ácido valproico, utilizado no tratamento de convulsões e transtorno bipolar, é composto 
por C, H e O. Uma amostra de 0,165 g desse ácido é queimada em um apararelho adequado. O 
ganho de massa dos absorvedores de H2O e de CO2 é de 0,166 g e 0,403 g, respectivamente. 
Qual é a formula empírica do ácido valproico? Se a sua massa molar é 144 g mol-1, qual é a sua 
fórmula molecular?
Exercícios
48
3.61 O ácido fluorídrico, HF(aq), não pode ser armazenado em garrafas de vidro porque ataca 
os compostos chamados silicatos que compôem o vidro. O silicato de sódio (Na2SiO3), por 
exemplo, reage da seguinte maneira:
Na2SiO3(s) + 8HF(aq) → H2SiF6(aq) + 2NaF(aq) + 3H2O(I)
(a) Quantos mol de HF são necessários para reagir com 0,300 mol de Na2SiO3?
(b) Quantos gramas de NaF são produzidos quando 0,500 mol de HF reage com Na2SiO3 em 
excesso?
(c) Quantos gramas de Na2SiO3 podem reagir com 0,800 g de HF?
Exercícios
49
3.65 O sulfeto de alumínio reage com a água para formar hidróxido de alumínio e sulfeto de 
hidrogênio. (a) Escreva a equação química balanceada dessa reação. (b) Quantos gramas de 
hidróxido de alumínio são obtidos a partir de 14,2 g de sulfeto de alumínio?
3.67 Air bags automotivos inflam quando a azida de sódio, NaN3, é rapidamente decomposta 
em seus constituintes:
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3 N2(g)
(a) Quantos mol de N2 são produzidos pela decomposição de 1,50 mol de NaN3?
(b) Quantos gramas de NaN3 são necessários para formar 10,0 g de gás nitrogênio?
Exercícios
50
3.71 (a) Defina os termos reagente limitante e reagente em excesso. (b) Por que as 
quantidades dos produtos formados em uma reação são determinadas somente pela 
quantidade do reagente limitante? (c) Por que se deve determinar qual é o reagente limitante 
com base em sua quantidade de substância inicial, e não em sua massa inicial em gramas?
 3.77 O hidróxido de sódio reage com o dióxido de carbono da seguinte maneira: 
2NaOH(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) + H2O(l)
Qual é o reagente limitante quando 1,85 mol de NaOH e 44,0 g de CO2 reagem? Quantos mol 
de Na2CO3 podem ser produzidos? Quantos mol de reagente em excesso restam após a 
conclusão da reação?
Exercícios
51
3.81 Soluções de carbonato de sódio e nitrato de prata reagem para produzir carbonato de 
prata sólido e uma solução de nitratode sódio. Uma amostra que contém 3,50 g de carbonato 
de sódio é misturada a uma que contém 5,00 g de nitrato de prata. Quantos gramas de 
carbonato de sódio, nitrato de prata, carbonato de prata e nitrato de sódio estarão presentes 
depois que a reação se completar?
Exercícios
52
1 Faça o balanceamento das reações abaixo:
a) SO2(g) + O2(g) → SO3(g)
b) P2O5(s) + H2O(l) → H3PO4(aq)
c) CH4(g) + Cl2(g) → CCl4(l) + HCl(g)
d) Al4C3(s) + H2O(l) → Al(OH)3(s) + CH4(g)
e) C4H10O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
f) Fe(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l)
g) Mg3N2(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + (NH4)2SO4(aq)
Não tem a resposta no livro do Brown
Exercícios
53
h) C2H6O(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) 
i) Na2CO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
j) C6H12O6(aq) → C2H6O(aq) + CO2(g) 
k) C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 
l) FeCl3(aq) + Na2CO3(aq) → Fe2(CO3)3(s) + NaCl(aq) 
m) NH4Cl(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaCl2(aq) + NH3(aq) + H2O(l) 
n) Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(aq) + H2O(l)
Não tem a resposta no livro do Brown
Exercícios
54
o) Fe2(CO3)3(s) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
p) Na2O(s) + (NH4)2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l) + NH3(aq) 
q) FeS2(s) + O2(g) → Fe2O3(aq) + SO2(aq) 
r) NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(l) 
s) KMnO4(aq) + H2SO4(aq) → Mn2O7(aq) + K2SO4(aq) + H2O(l) 
t) CS2(g) + O2(g) → CO2(g) + SO2(g) 
u) H3PO4(aq) + CaO(s) → Ca3(PO4)2(aq) + H2O(l) 
v) Na2CO3(aq) + H3PO4(aq) → Na3PO4(aq) + H2O(l) + CO2(l)
Não tem a resposta no livro do Brown
Exercícios
55
2 - Faça o balanceamento das reações de oxirredução abaixo:
a) Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s)
b) Cr2O7
2−(aq) + HNO2(aq) + H
+(aq) → Cr3+(aq) + NO3
−(aq) + H2O(l)
c) Ag(s) + Zn2+(aq) → Ag2O(aq) + Zn(s)
d) NaBr(aq) + Cl2(g) → NaCl(aq) + Br2(g)
e) Fe2O3(s) + CO(g) → Fe(g) + CO2(g) (em meio ácido)
f) CO(g) + I2O5(s) → CO2(g) + I2(s) (em meio básico) 
g) Cr(OH)3(s) + Br2(g) → CrO4
2-(aq) + Br-(aq) (em meio ácido)
h) HCOOH(aq) + MnO4
-(aq) → CO2(aq) + Mn
2+(aq) (em meio ácido)
Não tem a resposta no livro do Brown
Exercícios
56
Referências
- BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. 
Química: A ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p.
- ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p.
- MCNAUGHT, A. D.; WILKINSON, A. Compendium of Chemical Terminology. IUPAC recommendations.
2. ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 2019. Disponível em:
<https://doi.org/10.1351/goldbook>. Acesso em: 15 jul. 2020.
57
Reações em solução aquosa
Universidade Federal de Goiás – UFG
Instituto de Química
Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia.
CEP: 74690-900, Goiânia - Goiás - Brasil.
Leonildo A. Ferreira
leonildo.laf@gmail.com
INQ0158 Química Geral B
Soluções: definições importantes
Solução: é uma mistura homogênea de soluto e solvente.
Solvente: componente cujo estado físico é preservado.
Soluto: componente que está solúvel/miscível no solvente 
Caso todos os componentes estiverem no mesmo estado físico, geralmente, o solvente é 
aquele presente em maior quantidade.
59
Soluções: estados físicos
Estado da solução Estado do solvente Estado do soluto Exemplo
Gás Gás Gás Ar
Líquido Líquido Gás O2 na água
Líquido Líquido Líquido Etanol na água
Líquido Líquido Sólido NaCl na água
Sólido Sólido Gás H2 no paládio
Sólido Sólido Líquido Hg em prata
Sólido Sólido Sólido Ag no ouro
Estados físicos de soluto, solvente e das respectivas soluções.
Fonte: Brown et al., 2005.
60
Soluções: definições importantes
Solução eletrolítica: é uma solução que conduz corrente elétrica e possui íons em sua 
constituição.
 - NaCl(aq); KNO3(aq) ⇨ espécies iônicas que se dissociam em água
 - HCl(aq); H2SO4(aq) ⇨ espécies moleculares que se ionizam em água
Solução não eletrolítica: é uma solução que não conduz corrente elétrica e possui moléculas 
neutras em sua constituição.
- C6H12O6(aq) {glicose}; H3CCH2OH(aq) {etanol} ⇨ espécies moleculares que não se 
ionizam em água
61
- no processo da preparação de soluções, as forças interpartículas se reordenam;
- NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente):
 ⇒ as ligações de H da água têm que ser rompidas;
 ⇒ o NaCl se dissocia em Na+ e Cl-;
 ⇒ formam-se forças íon-dipolo: Na+ … -OH2 e Cl
- … +H2O;
 ⇒ íons são solvatados pela água (são hidratados);
Formação de uma solução
Fonte: Brown et al., 2016. 62
H2O
Formação de uma solução
Representação da dissolução do CaCl2 em água. 
Fonte: https://www.cengage.com/chemistry/discipline_content/dvd/Power_Lectures/General_Chemistry/dswmedia/QuickTime_Movies/flv/05s10an1.html
Formação de uma solução eletrolítica: CaCl2(aq)
63
- Eletrólitos fortes são os solutos que existem em solução completamente, ou quase 
completamente na forma de íons.
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) dissociação completa
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) ionização completa
 - compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes;
- Eletrólitos fracos são solutos que existem em solução principalmente na forma de moléculas 
neutras, com apenas uma pequena proporção na forma de íons.
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO
-(aq) + H+(aq) ionização parcial (~1%)
Eletrólitos fortes e fracos
64
Espécies presentes em solução de um ácido forte e de um ácido fraco. 
Fonte: Brown et al., 2016.
HClO4(aq) + H2O(l) → 
H3O
+(aq) + ClO4
‒(aq) 
H3CCOOH(aq) + H2O(l) ⇌ 
H3CCOO
−(aq) + H3O
+(aq)
Eletrólitos fortes e fracos
65
Solubilidade
Solubilidade pode ser definida como a capacidade de uma substância de se dissolver em outra.
 KCl (74 g L-1); NaHCO3 (96 g L
-1) e sacarose (330 g L-1) ⇨ 25 oC
Classificação das soluções: insaturada, saturada e supersaturada.
Solução de acetato de sódio: adição de um pouco do sal na solução supersaturada. 
Fonte: https://slideplayer.com/slide/3716371/13/images/16/Supersaturation.jpg
66
solução saturada: contém igual quantidade de soluto dissolvido quanto a máxima 
quantidade de soluto que o solvente consegue dissolver, a uma determinada temperatura.
solução insaturada: contém menor quantidade de soluto dissolvido do que a máxima 
quantidade que o solvente consegue dissolver a uma determinada temperatura.
solução supersaturada: a uma determinada temperatura, a solução contém mais soluto 
dissolvido do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver. 
Como é possível?
Solubilidade
67
C - deixando a solução “B” resfriar até temperatura ambiente, 
sem perturbar o sistema, obtém-se uma solução supersaturada.
Solubilidade
aq
u
ec
im
en
to
B - ao aquecer a mistura, todo o sólido consegue ser dissolvido pelo 
solvente devido ao aumento da temperatura;
A - se adicionarmos mais soluto do que uma determinada quantidade de solvente 
consegue dissolver, temos uma solução saturada com corpo de fundo;
re
sf
ri
am
en
to
68
Reação de precipitação.
Fonte: Brown et al, 2016
As reações que resultam na 
formação de um produto 
insolúvel são chamadas de 
reações de precipitação.
Um precipitado é um sólido 
insolúvel, formado por uma 
reação em solução. 
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) → PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
Pb2+(aq) + 2 I-(aq) → PbI2(s)
Reações em solução aquosa – Reações de precipitação
69
Reações em solução aquosa – Reações de precipitação
Compostos iônicos solúveis Exceções importantes
Compostos que contêm:
NO3
- (nitrato),
CH3COO
- (acetato),
NH4
+ (amônio)
Nenhuma
Cl- (cloreto), 
Br- (brometo), 
I- (iodeto)
Compostos de Ag+, Hg2
2+ e Pb2+SO4
2- (sulfato) Compostos de Sr2+, Ba2+, Hg2
2+ e Pb2+
Compostos iônicos insolúveis Exceções importantes
Compostos que contêm:
S2- (sulfeto),
OH- (hidróxido)
Cátions de metais alcalinos, Ca2+, Sr2+ e Ba2+
CO3
2- (carbonato),
PO4
3- (fosfato)
Cátions de metais alcalinos
70
Mg(NO3)2(s) + 2 NaOH(aq) → Mg(OH)2(s) + 2 NaNO3(aq)
 Cátions reagentes trocam seus ânions!
 
Para escrever as equações químicas balanceadas:
i) Utilizar as fórmulas químicas dos reagentes para determinar quais íons estão presentes.
ii) Escrever as fórmulas químicas dos produtos combinando o cátion de um reagente com o ânion do 
outro, usando as cargas iônicas para determinar os subscritos nas fórmulas químicas.
iii) Verifique a solubilidade em água dos produtos.
iv) Proceda com o balanceamento da equação.
Reações em solução aquosa – Reações de troca (metátese)
71
Classificações Ácido-Base
As classificações para ácidos e bases devem ser chamadas de Classificações.
Ácido: substância ou íon capaz de doar prótons (íons hidrogênio) e que reage com base para 
formar sal e água. (HOUAISS, 2009)
Base: substância que libera o íon hidroxila (OH‒) em solução aquosa; substância ou íon capaz de 
reagir com um próton (íon hidrogênio) para formar um novo composto; substância que reage 
com (ou neutraliza) ácidos para formar sal e água. (HOUAISS, 2009) 
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
72
IUPAC (McNaught e Wilkinson, 2019):
Ácido: uma entidade molecular ou espécie química capaz de doar um íon hidrogênio (H+) ou 
capaz de formar ligação covalente com um par de elétrons. 
 Base: uma espécie química ou entidade molecular tendo um par de elétrons disponível capaz 
de formar uma ligação covalente com um íon hidrogênio (H+) ou com um orbital vazio de 
outra espécie. 
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
73
Classificações ácidos e bases
• Arrhenius (1884)
• Bronsted-Lowry (1923)
• Lewis (1923)
• Pearson (1963)
• Lux-Flood
• Sistema Solvente
• Usanovich
menos comuns
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
74
Classificação de Arrhenius
Ácido: espécie química que em solução aquosa libera íons hidrogênio (H+). 
 Exemplos: HCl H2SO4
 HBrO3 HNO3
 Base: espécie química que em solução aquosa libera íons hidróxido (OH‒). 
 Exemplos: NaOH Ca(OH)2
 KOH Fe(OH)2
 Importante: a espécie deve conter “H” ou “OH” (constitutivo).
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
75
Inconvenientes da classificação de Arrhenius:
i) teoria limitada, pois aplica-se apenas à 
soluções aquosas.
ii) natureza do íon H+(aq): clusters. O cluster 
mais simples é H3O
+(aq). Usa-se ou H+(aq) ou 
H3O
+(aq).
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
76
Ácidos e bases fortes (eletrólitos fortes) e fracos (eletrólitos fracos):
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
77
Ácidos fortes Bases fortes
HCl – ácido clorídrico Hidróxidos dos metais do grupo 1A:
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHHBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A:
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2HClO3 – ácido clórico
HClO4 – ácido perclórico
HNO3 – ácido nítrico
H2SO4 – ácido sulfúrico (primeira ionização)
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
78
Reação entre uma solução de ácido e uma solução de base são chamadas de reações de 
neutralização.
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Reação de neutralização.
Fonte: Brown et al., 2016
Reações em solução aquosa – Reações de neutralização
79
Em solução aquosa as reações de neutralização frequentemente resultam na formação, além de um sal, 
de água.
Em algumas reações pode ocorrer a formação de gases de baixa solubilidade:
2 HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq)
HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2CO3(aq)
H2CO3(aq) → H2O(l) + CO2(g)
Fonte: http://investigodiviertohistoriaciencia.blogspot.com/2011/12/practicas-de-laboratorio-e.html
Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução
80
Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução
81
Reações em solução aquosa – Reações de oxirredução
82
Todos os métodos de preparo de soluções, envolvem medir a quantidade de soluto em função da 
quantidade de solvente (ou da solução).
Geralmente, as quantidades ou medidas são massas (g), quantidade de substância (mol) ou litros (L).
Qualitativamente, as soluções são diluídas ou concentradas.
Soluções
Formas de expressar a concentração
83
- Ideal para expressar a concentração de soluções concentradas…
Soluções
Formas de expressar a concentração
1) Fração mássica e fração mássica percentual (%)
w =
msoluto
msolução
w =
msoluto
msolução
 × 100
2) Concentração mássica (g L-1)
c =
msoluto
Vsolução
OBS.: não confundir com densidade, d (g mL-1)
84
3) ppm (partes por milhão):
- podem ser expressas como mgsoluto/kgsolução, μLsoluto/Lsolução, μmolsoluto/molsolução.
- Ideal para expressar a concentração de soluções muito diluídas…
Ex.: O ar atmosférico contém 1,7 ppm (em volume) de metano (CH4)!
- ppb (partes por bilhão): por fração de 109 unidades.
- ppt (partes por trilhão): por fração de 1012 unidades.
Soluções
Formas de expressar a concentração
ppm do soluto =
quantidade do soluto na solução
quantidade total da solução
 x 106
85
4) concentração em quantidade de substância (mol L-1):
nsoluto=
msoluto
MMsoluto
n = quantidade de substância (mol);
MM = massa molar (g mol-1);
m = massa (g).
Soluções
Formas de expressar a concentração
[soluto] =
nsoluto
Vsolução
representada por c, M, ou [ ]
Se soubermos a concentração em quantidade de substância e o volume de solução, podemos 
calcular a quantidade de substância (e a massa) do soluto.
Obs.: o uso do termo “molaridade” não é recomendado pela IUPAC. 86
Soluções
Formas de expressar a concentração
4) Molalidade (mol kg-1) ⇨ independente da temperatura
5) Fração em quantidade de substância (adimensional)
b =
n
soluto
m
solvente
x
soluto
 =
n
soluto
n
solução
=
n
soluto
n
soluto
 + n
solvente
x
solução
 =
n
solvente
n
solução
=
n
solvente
n
soluto
 + n
solvente
xsoluto + xsolvente = 1
87
Soluções concentradas são frequentemente adquiridas ou preparadas (soluções estoque);
 Soluções diluídas podem ser preparadas a partir das soluções concentradas pela adição 
de solvente, geralmente água. 
Diluição de soluções
88
- usar sempre quantidade de substância evita ERROS de cálculo;
- ao fazer uma diluição sabemos a concentração da solução estoque e qual deverá ser a 
concentração da solução diluída (e o volume de solução diluída a ser preparado):
 1) calcula-se a quantidade de substância que a solução diluída deverá conter;
 2) calcula-se o volume de solução concentrada que contenha exatamente a quantidade 
de substância necessária para preparar asolução diluída;
 3) completa-se o volume desejado com o solvente apropriado.
[soluto]=
nsoluto
Vsolução
Diluição de soluções
89
Diluição de soluções
O volume da solução aumenta, mas a quantidade de substância (n), permanece a mesma.
c =
nsoluto
VsoluçãoDiluição
Adição de 
solvente
Representação do processo de diluição de uma solução.
 Fonte: Chang, 2006. 
cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal
ninicial = nfinal
90
Diluição de soluções
Exemplo. Como preparar 250 mL de uma solução de HCl 0,600 mol L-1 dispondo-se de uma 
solução estoque 12,0 mol L-1?
[HCl] =
nHCl
Vsolução
1)
2) V
solução
=
nHCl
HCl
V
solução
=
0,150 mol
12,0 mol L−1
V
solução 
= 0,0125 L 
V
solução 
= 12,5 mL 
alternativamente:
12,00 x Vi = 0,600 x 0,250
Vi = 12,5 mLcinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal
ninicial = nfinal 91
nHCl = [HCl].Vsolução nHCl = 0,600 mol L
-1 x 0,250 L nHCl = 0,150 mol
Diluição de soluções
H2O
CORRETO
ÁCIDO
ERRADO
92
Interconversão entre unidades de concentração
Frequentemente dispõem-se de soluções cujas unidades de concentração são diferentes 
daquelas que se deseja utilizar.
Em laboratórios de química rotineiramente usa-seconcentração em quantidade de substância 
(mol L-1). No entanto soluções concentradas são frequentemente compradas em % m/m ou % 
m/V.
Ex.: Calcule a quantidade de HCl 37 % m/m necessária para preparar 100 mL de uma solução 
aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1.
93
Interconversão entre maneiras de expressar a concentração
Ex.: Calcule o volume de HCl 37 % m/m necessário para preparar 100 mL de uma solução 
aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1.
A resposta pode ser encontrada de algumas maneiras diferentes. Para todas elas é necessário 
saber a densidade da solução de HCl 37 % m/m (d = 1,19 g mL-1) e a massa molar do HCl (MM 
= 36,45 g mol-1)
94
Interconversão entre maneiras de expressar a concentração
Ex.: Calcule o volume de HCl 37 % m/m necessário para preparar 100 mL de uma solução 
aquosa de concentração aproximada 0,1 mol L-1.
Método 1 - converter % m/m em mol L-1:
HCl 37% m/m=
37 g
HCl
100 g
solução
37 g
HCl
100 g
solução
 x
1,19 g
solução
1 mL
x
1 mol
HCl
36,45 g
HCl
x
1000 mL
1 L
= 12 mol L−1
cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal 12 x Vinicial = 0,1 x 100 Vinicial = 0,83 mL
ou seja: são necessários 0,83 mL da solução concentrada de HCl 37 % m/m (= 12 mol L-1) para 
preparar 100 mL da solução diluída 0,1 mol L-1.
MMHCl = 36,45 g mol
-1
d = 1,19 g mL-1
95
Interconversão entre maneiras de expressar a concentração
Método 2 - encontrar a quantidade de substância (mol) de HCl em 100 mL da solução 0,1 mol L-1:
nHCl ⇨ vsolução
0,1 mol ⇨ 1 L
x mol ⇨ 0,1 L (100 mL)
nHCl = 0,01 mol 
nHCl ⇨ mHCl
1 mol ⇨ 36,45 g
0,01 mol ⇨ y
mHCl = 0,3645 g
mHCl ⇨ msolução 
37 g ⇨ 100 g
0,3645 g ⇨ z
msolução = 0,985 gsolução
msolução ⇨ Vsolução 
1,19 g ⇨ 1 mL
0,985 g ⇨ w
Vsolução = 0,83 mL
MMHCl = 36,45 g mol
-1 cHCl = 37 % m/m d = 1,19 g mL
-1
96
Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e 
tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a 
molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução.
Exercícios
97
Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e 
tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a 
molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução.
Considerando-se que o volume de solução seja de 1 litro (1000 mL):
msolução ⇨ vsolução
1,205 g ⇨ 1 mL
msolução ⇨ 1000 mL
msolução = 1205 g 
msoluto ⇨ msolução
37,50 g ⇨ 100 g
msoluto ⇨ 1205 g
msoluto = 451,9 g 
msoluto ⇨ nsoluto
36,46 g ⇨ 1 mol
451,9 g ⇨ nsoluto
nsoluto = 12,39 mol 
cHCl = 12,39 mol L
-1 
Exercícios
98
nsoluto ⇨ msolvente
12,39 mol ⇨ 753,1 g
nsoluto ⇨ 1000 g 
 nsoluto = 16,45 mol
bHCl = 16,45 mol kg
-1 
msolvente ⇨ nsolvente
18,02 g ⇨ 1 mol
753,1 g ⇨ nsolvente
nsolvente = 41,79 mol 
msolução = msoluto + msolvente 1205 g = 451,9 g + msolvente msolvente = 753,1 g
Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50% em massa e 
tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a 
molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução.
Considerando-se que o volume de solução seja de 1 litro (1000 mL):
x
soluto
=
n
soluto
n
soluto
 + n
solvente
x
HCl
 =
12,39
12,39 +41,79
 = 0,2287
Exercícios
99
Uma solução aquosa de ácido clorídrico (MM = 36,46 g mol-1) concentrado contém 37,50 % em massa e 
tem densidade de 1,205 g cm−3. Determine a concentração em quantidade de substância (mol L−1), a 
molalidade (mol kg−1) e a fração em quantidade de substância do soluto na solução.
x
soluto
=
n
soluto
n
soluto
 + n
solvente
x
HCl
 =
1,029
1,029 + 3,468
 = 0,2288
37,50 g
HCl
100 g
solução
 x
1 mol
HCl
36,45 gHCl
x
100 g
solução
62,5 g
solvente
x
1000 gsolvente
1 Kg
= 16,46 mol kg−1 = bHCl 
nHCl (em 100 gsolução)
1 mol ⇨ 36,45 g
x ⇨ 37,50 g
nHCl = 1,029 mol
msolução = msoluto + msolvente 100 gsolução = 37,50 gHCl + 62,50 gsolvente
nsolvente (em 100 gsolução)
1 mol ⇨ 18,02 g
y ⇨ 62,50 g
nsolvente = 3,468 molágua
Exercícios
100
msoluto ⇨ vsoluto
0,790 g ⇨ 1 mL
msoluto ⇨ 15,00 mL
msoluto = 11,85 g 
msoluto ⇨ nsoluto
32,04 g ⇨ 1 mol
11,85 g ⇨ nsoluto
nsoluto = 0,3699 mol 
nsoluto ⇨ Vsolução
0,3699 mol ⇨ 105 mL
nsoluto ⇨ 1000 mL
nsoluto = 3,522 mol 
cmetanol = 3,522 mol L
-1 
Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol
-1 e d = 
0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol
-1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração 
em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração 
em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos.
Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente:
Exercícios
101
msolvente ⇨ vsolvente
0,786 g ⇨ 1 mL
msolvente ⇨ 90,00 mL
 msolvente = 70,74 g 
msoluto ⇨ msolução
11,85 g ⇨ 82,59 g
msoluto ⇨ 100 g
 msoluto = 14,35 g 
 wmetanol = 14,35 % 
nsoluto ⇨ msolvente
0,3699 mol ⇨ 70,74 g
nsoluto ⇨ 1000 g
 nsoluto = 5,229 mol
 bmetanol = 5,229 mol kg
-1 
msolução = msoluto + msolvente
msolução = 11,85 g + 70,74 g.
msolução = 82,59 g
Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol
-1 e d = 
0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol
-1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração 
em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração 
em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos.
Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente:
Exercícios
102
msolvente ⇨ nsolvente
41,05 g ⇨ 1 mol
70,74 g ⇨ nsolvente
nsolvente = 1,723 mol xmetanol =
0,3699
0,3699 + 1,723
 = 0,1767
Uma solução é preparada a partir da dissolução de 15,00 mL de H3COH (MM = 32,04 g mol
-1 e d = 
0,790 g mL-1) em 90,00 mL de H3CCN (MM = 41,05 g mol
-1, d = 0,786 g mL-1). Calcule a concentração 
em quantidade de substância (mol L-1), a molalidade (mol kg-1), a fração mássica percentual e a fração 
em quantidade de substância do metanol na solução. Considere que os volumes são aditivos.
Considerando-se Vsolução = 105 mL e que o metanol (H3COH) é o soluto e a acetonitrila (H3CCN) o solvente:
Exercícios
103
xsoluto=
nsoluto
nsoluto + nsolvente
Uma solução aquosa de NaCl (MM = 58,44 g mol-1) tem concentração de 14,61 g L-1. 100,0 mL dessa 
solução são transferidos para um balão volumétrico de 1 L e o volume completado com água 
destilada. Calcule a concentração em quantidade de substância (mol L-1) dessa nova solução.
msoluto ⇨ nsoluto
58,44 g ⇨ 1 mol
14,61 g ⇨ nsoluto
nsoluto = 0,25 mol 
cNaCl = 0,25 mol L
-1 
cinicial x Vinicial = cfinal x Vfinal
0,25 x 100 = cfinal x 1000
cfinal = 0,025 mol L
-1
Exercícios
104
ninicial = nfinal
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
Se soubermos a 
equação química de 
uma reação e as 
quantidades de 
reagentes utilizadas 
podemos calcular 
as quantidades dos 
produtos formados.
105
Podemos aplicar raciocínio semelhante para determinar a concentração de uma solução B a 
partir da reação com uma solução A, de concentração conhecida.
Esse processo é chamado de Análise volumétrica.
Volume fixo de 
solução do reagente 
A, de concentração 
conhecida éutilizado
 A(aq) + B(aq) → C(aq) + D(aq)
Adiciona-se a solução 
da substância B até que 
todo reagente A tenha 
disso consumido
O progresso da reação é monitorado utilizando 
alguma característica da reação, como variação do 
pH, mudança de coloração, ....
Usa-se o volume e a concentração da solução 
A, o volume da solução B, e a estequiometria 
da reação para calcular a concentração de B.
106
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
Estratégia para encontrar a concentração de uma solução a partir da reação com solução de concentração conhecida de 
outra substância. Fonte: Brown et al., 2016 (adaptado) 107
Gramas da 
substância A
Use a massa 
molar de A
Quantidade de substância 
de A (em mols)
Use os coeficientes da 
equação balanceada
Quantidade de substância 
de B (em mols)
Use a concentração em 
quantidade de substância da 
solução que contém a 
substância B
Volume da solução que 
contém a substância B
Use o volume da solução 
que contém a substância B
Concentração em quantidade 
de substância da solução que 
contém a substância B
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
A solução de concentração conhecida é chamada de solução padrão.
A técnica experimental é chamada de titulação. A solução da solução de concentração 
desconhecida é adicionada ao volume da solução padrão até que as quantidades de A e B 
sejam equivalentes estequiometricamente. Este ponto é conhecido como ponto de 
equivalência.
Reações de neutralização, precipitação e de oxirredução podem ser usadas em análise 
volumétrica.
O ponto de equivalência pode ser identificado a partir do acompanhamento da alteração de 
propriedades da reação ou pelo uso de indicadores.
108
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
Determinando a concentração de uma solução desconhecida a partir da titulação com uma solução padrão. 
Fonte: Brown et al., 2016 (adaptado)
109
Volume de solução padrão 
necessário para atingir o 
ponto de equivalência
Quantidade de substância de 
soluto na solução padrão
Quantidade de substância de 
soluto na solução de 
concentração desconhecida
Concentração em 
quantidade de substância da 
solução desconhecida
Use a concentração em quantidade 
de matéria da solução padrão
Use o volume da solução 
desconhecida
Use os coeficientes da 
equação balanceada
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
Etapas da titulação de uma solução de concentração desconhecida de ácido com uma solução padrão de NaOH. 
Fonte: Brown et al., 2016 110
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
Exemplo. Um método comercial utilizado para descascar batatas é deixa-las de molho em uma solução 
de NaOH por um curto período, tirá-las da solução e puxar a casca. A concentração de NaOH é, 
geralmente, de 3 a 6 mol L-1, e a solução deve ser analisada periodicamente. Em uma dessas análises, 
45,7 mL de H2SO4 0,500 mol L
-1 são necessários para neutralizar 20,0 mL da solução de NaOH. Qual é a 
concentração da solução de NaOH? 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l)
Estequiometria da reação: 1 mol de H2SO4 reage com 2 mol de NaOH 
nH2SO4 consumido?
 1 L → 0,500 mol
0,0457 L → x
nH2SO2 = 0,02285 mol de H2SO4
nNaOH
1 mol H2SO4 → 2 mol NaOH
0,02285 mol → x
nNaOH = 0,0457 mol de NaOH [NaOH] = 2,28 mol L
-1
NaOH =
n
NaOH
V
NaOH =
0,0457
0,02
111
Reações em solução aquosa – análise volumétrica
4.7 Qual dos seguintes íons sempre será um íon expectador em uma reação de precipitação? 
(a) Cl- (b) NO3
- (c) NH4
+ (d) S2
- (e) SO4
2-
4.17 Especifique quais íons estão presents em uma solução quando cada uma das seguintes 
substâncias é dissolvida em água:
(a) FeCl2 (b) HNO3 (c) (NH4)2SO4 (d) NaCH3COO
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulos 4 e 13).Exercícios
112
4.61 (a) Calcule a concentração em quantidade de substância de uma solução que contém 
0,175 mol de ZnCl2 em exatamente 150 mL de solução. (b) Quantos mol de íons H
+(aq) há em 
35,0 mL de uma solução de ácido nítrico 4,50 mol L-1? (c) Quantos mililitros de uma solução de 
NaOH 6,00 mol L-1 são necessários para obter 0,350 mol de NaOH?
Exercícios
113
4.19 O ácido fórmico, HCOOH, é um eletrólito fraco. Quais solutos estão presents em uma 
solução aquosa deste compost? Escreva a equação química da ionização do HCOOH.
4.23 Ocorre precipitação quando as seguintes soluções são misturadas? Em caso afirmativo, 
escreva a equação química balanceada para a reação.
(a) Na2CO3 e AgNO3
(b) KOH e Cu(NO3)2
(c) FeSO4 e Pb(NO3)2
Exercícios
114
Exercícios
115
4.37 Classifique cada uma das seguintes substâncias como um não eletrólito, um eletrólito fraco 
ou um eletrólito forte em água:
(a) H2SO3 (b) C2H5OH (etanol) (c) NH3 (d) KClO3 (e) Cu(NO3)2
4.43 O carbonato de magnésio, o óxido de magnésio e o hidróxido de magnésio são todos 
sólidos brancos que reagem com soluções ácidas. 
(a) Escreva uma equação molecular balanceada e uma equação iônica simplificada para a 
reação que ocorre quando cada substância reage com uma solução de ácido clorídrico.
(b) Observando as reações do item (a), como você diferenciaria qualquer uma das três 
substâncias de magnésio das outras duas? 
4.63 Uma pessoa adulta média tem volume sanguíneo total de 5,0 L. Se a concentração de íon 
sódio (Na+) for 0,135 mol L-1 nessa média individual, qual será a massa do íon sódio em 
circulação no sangue?
4.65 A concentração de álcool etílico (CH3CH2OH) no sangue (CAS) é dada em gramas de álcool 
por 100 mL de sangue. A definição legal de intoxicação, em muitos lugares nos Estados Unidos, 
é uma CAS igual ou acima de 0,08. Se a CAS for igual a 0,08, como esse valor pode ser 
representado em concentração em quantidade de substância?
Exercícios
116
4.71 Indique a concentração de cada íon ou molécula presente nas seguintes soluções: (a) 
NaNO3 0,25 mol L
-1, (b) MgSO4 1,3 x 10
-2 mol L-1, (c) C6H12O6 0,0150 mol L
-1, (d) uma mistura de 
45,0 mL de NaCl 0,272 mol L-1 e 65 mL de (NH4)2CO3 0,0247 mol L
-1. Suponha que os volumes 
sejam aditivos.
4.73 (a) Você tem uma solução estoque de NH3 14,8 mol L
-1. Quantos mililitros dessa solução 
você deve diluir para preparar 1000,0 mL de NH3 0,250 mol L
-1? (b) Se retirar uma amostra de 
10,0 mL da solução estoque, diluindo-a até obter um volume total de 0,500 L, qual será a 
concentração da solução final?
Exercícios
117
4.77 O ácido acético puro, conhecido como ácido acético glacial, é um líquido com uma 
densidade de 1,049 g mL-1 a 25 °C. Calcule a concentração em quantidade de substância de 
uma solução de ácido acético, preparada mediante dissolução de 20,00 mL de ácido acético 
glacial a 25 °C, em água suficiente para preparar 250,0 mL de solução.
Exercícios
118
4.83 Um pouco de ácido sulfúrico é derramado em uma bancada de laboratório. Você pode 
neutralizar o ácido borrifando bicarbonato de sódio sobre ele e, em seguida, remover a solução 
resultante com um pano. O bicarbonato de sódio reage com o ácido sulfúrico conforme a 
equação química a seguir:
2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g)
O bicarbonato de sódio é adicionado até que para a efervescência provocada pela formação de 
CO2(g). Se 27 mL de H2SO4 6,0 mol L
-1 forem derramados, qual será a massa mínima de NaHCO3 
que deve ser adicionada ao líquido derramado para neutralizar o ácido?
Exercícios
119
4.95 Os antiácidos são frequentemente utilizados para aliviar a dor e promover a cicatrização 
no tratamento de úlceras leves. Escreva equações iônicas simplificadas balanceadas para as 
reações entre o HCl aquoso do estômago e cada uma das seguintes substâncias utilizadas em 
vários antiácidos:
(a) Al(OH)3(s)
(b) Mg(OH)2(s)
(c) MgCO3(s)
(d) NaAl(CO3)(OH)2(s)
(e) CaCO3(s)
Exercícios
120
4.109 Uma amostra de 7,75 g de Mg(OH)2 é adicionada a 25,0 mL de HNO3 0,200 mol L
-1. (a) 
Escreva a equação química da reação. (b) Qual é o reagentelimitante na reação? (c) quantos 
mol de Mg(OH)2, HNO3 e Mg(NO3)2 estão presentes depois que a reação é completada?
13.39 Calcule a percentagem em massa de Na2SO4 em uma solução que contém 10,6 g de 
Na2SO4 em 483 g de água. (b) um minério contém 2,86 g de prata por tonelada. Qual a 
concentração da prata em ppm?
13.41 Uma solução é feita com 14,6 g de CH3OH em 184 g de H2O. Calcule (a) a fração molar de 
CH3OH, (b) o percentual em massa do CH3OH, (c) a molalidade do CH3OH.
Exercícios
121
13.43 Calcule a concentração em quantidade de substância das seguintes soluções aquosas: (a) 
0,540 g de Mg(NO3)2 em 250 mL de solução, (b) 22,4 g de LiClO4.3H2O em 125 mL de solução, 
(c) 25,0 mL de HNO3 3,50 mol L
-1 diluído para 0,250 L.
13.45 Calcule a molalidade de cada uma das seguintes soluções: (a) 8,66 g de benzeno (C6H6) 
dissolvidos em 23,6 g de tetracloreto de carbono (CCl4), (b) 4,80 g de NaCl dissolvidos em 0,350 
L de água.
13.47 Uma solução de ácido sulfúrico com 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem densidade 
de 1,329 g mL-1. Calcule (a) o percentual em massa, (b) a fração molar, (c) a molalidade, (d) a 
concentração em quantidade de substância do H2SO4 nessa solução.
Exercícios
122
13.51 Calcule a quantidade de substância (mol) de soluto presente em cada uma das seguintes 
soluções aquosas: (a) 600 mL de SrBr2 0,250 mol L
-1, (b) 86,4 g de KCl 0,180 mol Kg-1, (c) 124,0 
g de uma solução com 6,45 % de glicose (C6H12O6) em massa.
13.53 Descreva como você prepararia cada uma das seguintes soluções aquosas, começando 
com KBr sólido: (a) 0,75 L de solução de KBr 1,5 x 10-2 mol L-1, (b) 125 g de solução de KBr 
0,180 mol Kg-1, (c) 1,85 L de uma solução com 12,0 % em massa de KBr (a densidade da 
solução é 1,10 g mL-1), (d) uma solução de KBr 0,150 mol L-1 que contém apenas a quantidade 
de KBr suficiente para precipitar 16,0 g de AgBr a partir de uma solução com 0,480 mol de 
AgNO3.
Exercícios
123
13.55 O ácido nítrico aquoso comercial tem densidade de 1,42 g mL-1 e concentração em 
quantidade de substância de 16 mol L-1. Calcule o percentual em massa do HNO3 na solução. 
13.57 O latão é uma liga de substituição que consiste em uma solução de cobre e zinco. Um 
exemplo particular de bronze vermelho com 80,0 % de Cu e 20,0 % de Zn em massa tem 
densidade de 8750 kg m-3. (a) Qual a molalidade do Zn na solução sólida? (b) qual a 
concentração em quantidade de substância do Zn na solução?
Exercícios
124
4.53 Calcule (a) a massa em gramas de soluto presente em 0,250 L de uma solução 0,150 mol L-
1 de KBr, (b) a concentração em quantidade de substância de uma solução contendo 4,75 g de 
Ca(NO3)2 em 0,200 L de solução, (c) o volume (em mL) de solução de Na3PO4 1,50 mol L
-1 que 
contém 5,00 g do soluto.
13.27 Calcule a concentração em quantidade de substância das seguintes soluções aquosas: (a) 
10,5 g de Mg(NO3)2 em 250 mL de solução; (b) 22,4 g de LiClO4.3H2O em 125 mL de solução; (c) 
25,0 mL de uma solução 3,50 mol L-1 de HNO3 diluídos para 0,250 mL.
(Brown et al. Química: a ciência central, 9 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2005, Capítulo 4 ).Exercícios
125
Respostas (b) Podemos distinguir carbonato de magnésio, MgCO3(s), porque sua reação com ácido produz CO2(g), que aparece na forma de bolhas. Os outros dois compostos não podem ser distinguidos porque os produtos das 
duas reações são exatamente iguais.
4.61 (a) 1,17 mol L-1 de ZnCl2; (b) 0,158 mol de H
+; (c) 58,3 mL de 6,00 mol L-1 de NaOH. 
4.63 16 g Na+(aq). 
4.65 CAS de 0,08 = 0,02 mol L-1 de CH3CH2OH (álcool etílico).
4.71 (a) 0,25 mol L-1 de Na+, 0,25 mol L-1 de NO3
-; 
(b) 1,3 x 10-2 mol L-1 de Mg2+, 1,3x10-2 mol L-1 de SO4
2-;
(c) 0,0150 mol L-1 de C6H12O6; 
(d) 0,111 mol L-1 de Na+, 0,111 mol L-1 de Cl-, 0,0292 mol L-1 de NH4
+, 0,0146 mol L-1 de CO3
2-. 
4.73 (a), 16,9 mL de 14,8 mol L-1 de NH3; (b) 0,296 mol L
-1 de NH3.
4.77 1,398 mol L-1 de CH3COOH.
4.83 27 g de NaHCO3.
4.95 (a) Al(OH)3(s) + 3 H
+(aq) → Al3+(aq) + 3 H2O(l); 
(b) Mg(OH)2(s) + 2 H
+(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l); 
(c) MgCO3(s) + 2 H
+(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l) + CO2(g); 
(d) NaAl(CO3)(OH)2(s) + 4 H
+(aq) → Na+(aq) + Al3+(aq) + 3H2O(l) + CO
2(g);
(e) CaCO3(s) + 2 H
+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
[Em (c), (d) e (e), também é possível escrever a equação para formar bicarbonato, como 
MgCO3(s) + H
+(aq) → Mg2+(aq) + HCO3
-(aq)].
126
4.7 (b) NO3
- e (c) NH4
+ serão sempre íons espectadores.
4.17 (a) FeCl2(aq) → Fe
2+(aq) + 2 Cl-(aq); 
(b) HNO3(aq) → H
+(aq) + NO3
-(aq); 
(c) (NH4)2SO4(aq) → 2 NH4
+(aq) + SO4
2-(aq); 
(d) Ca(OH)2(aq) → Ca
2+(aq) + 2 OH-(aq).
4.23 (a) Na2CO3(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2CO3(s) + 2 NaNO3(aq); 
(b) não há precipitação; 
(c) FeSO4(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbSO4(s) + Fe(NO3)2(aq).
4.37 (a) H2SO3, eletrólito fraco; 
(b) C2H5OH, não eletrólito; 
(c) NH3, eletrólito fraco; 
(d) KClO3, eletrólito forte; 
(e) Cu(NO3)2, eletrólito forte.
4.43 (a) MgCO3(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g); 
MgCO3(s) + 2 H
+(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l) + CO2(g); 
MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l); 
MgO(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2O(l); 
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
Mg(OH)2(s) + 2 H
+(aq) → Mg2+(aq) + 2 H2O(l); 
Respostas
4.109 (a) Mg(OH)2(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + 2 H2O(l); 
(b) HNO3 é o reagente limitante. (c) 0,130 mol de Mg(OH)2, 0 mol de HNO3 e 
0,00250 mol de Mg(NO3)2 estão presentes.
13.39 (a) 2,15% Na2SO4 em massa; 
(b) 3,15 ppm Ag. 
13.41 (a) xCH3OH = 0,0427;
(b) 7,35 % CH3OH em massa;
(c) 2,48 mol kg-1 CH3OH. 
13.43 (a) 1,46x10-2 mol L-1 Mg(NO3)2; 
(b) 1,12 mol L-1 LiClO4.3H2O; 
(c) 0,350 mol L-1 HNO3.
13.45 (a) 4,70 mol kg-1 C6H6; 
(b) 0,235 mol L-1 NaCl. 
13.47 (a) 43,01% H2SO4 em massa, 
(b) xH2SO4 = 0,122; 
(c) 7,69 mol kg-1 H2SO4; 
(d) 5,827 mol L-1 H2SO4.
13.51 (a) 0,150 mol de SrBr2;
(b) 1,56 x 10-2 mol KCl; 
(c) 4,44 x 10-2 mol C6H12O6. 
13.53 (a) Pesar 1,3 g KBr, dissolver em água, e completar o volume para 0,75 L.
(b) Pesar 2,62 g de KBr, dissolver em 122,38 g H2O para preparar exatos 125 g de solução 0,180 
mol kg-1. 
(c) Dissolver 244 g de KBr em água, diluir para completar 1,85 L. 
(d) Pesar 10,1 g de KBr, dissolver em pequena quantidade de água e diluir até 0,568 L.
13.55 71 % HNO3 em massa. 
13.57 (a) 3,82 mol kg-1 Zn; 
(b) 26,8 mol L-1 Zn.
4.53 (a) 4,46 g de KBr 
(b) 0,145 mol L-1 de Ca(NO3)2 
(c) 20,3 mL de 1,50 mol L-1 de Na3PO4
13.27 (a) 0,283 mol L-1 de Mg(NO3)2 
(b) 1,12 mol L-1 de LiClO4.3H2O 
(c) 0,350 mol L-1 de HNO3
127
Referências
- BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A 
ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p.
- ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p.
- MCNAUGHT, A. D.; WILKINSON, A. Compendium of Chemical Terminology. IUPAC recommendations. 2. ed.
Oxford: Blackwell Scientific Publications, 2019. Disponível em: <https://doi.org/10.1351/goldbook>. Acesso em:
15 jul. 2020.
- CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4° Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p.
- HOUAISS, A. Dicionário Houaiss da Língua Portuguesa. São Paulo: Objetiva, 2009. 1986 p.
- SOCIEDADE BRASILEIRA DE QUÍMICA. Nomenclatura de Química Inorgânica. Recomendações da IUPAC 2005. 
Portugal: IST Press, 2017. 361 p.
128
Propriedades das soluções
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Instituto de Química
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CEP: 74690-900, Goiânia - GO - Brasil.
Leonildo A. Ferreira
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INQ0158 Química Geral B
O processo de dissolução
130
Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente em outra.
Dependência com: 
 i) a tendência natural das substâncias de se misturarem e se espalharem em volumes maiores, 
quando não são restringidas de alguma maneira.
ii) os tipos de interações intermolecularesenvolvidos no processo de solução.
Fonte: Brown et al., 2016.
O processo de dissolução
131
ii) os tipos de interações intermoleculares envolvidos no processo de solução.
Interações solvente-soluto 
entre partículas de soluto e 
solvente ocorrem à medida que 
as partículas se misturam.
Interações solvente-solvente 
entre as partículas de solvente 
devem ser superadas para acomodar 
as partículas de soluto no solvente.
Interações soluto-soluto entre 
partículas de soluto devem ser 
superadas para dispersar as 
partículas de soluto no solvente
Fonte: Brown et al., 2016.
O processo de dissolução
132
“semelhante dissolve semelhante”.
As atrações soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-solvente, e pode-se esperar dissolução se 
as novas interações forem semelhantes às interações originais.
Solutos com forças coesivas principais sendo ligações 
hidrogênio dissolvem mais provavelmente em solventes 
com ligações hidrogênio.
Soluto com forças coesivas principais entre as 
moléculas de interações de London, então o melhor 
solvente, provavelmente, será aquele capaz de 
substituir essas forças.
n-heptano
(C7H16)
n-pentano
(C5H12)
Etanol
(C2H5OH)
Água
(H2O)
O processo de dissolução
133
Fonte: Brown et al., 2016.
Energética da formação de uma solução
134
Hsol = Hsolvente + Hsoluto + Hmistura
Endotérmico → H > 0
Exotérmico → H < 0.
Fonte: Brown et al., 2016.
Solubilidade
Solubilidade pode ser definida como a capacidade de uma substância de se dissolver em outra.
 KCl (74 g L-1); NaHCO3 (96 g L
-1) e sacarose (330 g L-1) ⇨ 25 oC
Classificação das soluções:
135
solução saturada: contém igual quantidade de soluto dissolvido quanto a máxima quantidade de 
soluto que o solvente consegue dissolver, a uma determinada temperatura.
solução insaturada: contém menor quantidade de soluto dissolvido do que a máxima quantidade 
que o solvente consegue dissolver a uma determinada temperatura.
solução supersaturada: a uma determinada temperatura, a solução contém mais soluto dissolvido 
do que a máxima quantidade que o solvente consegue dissolver. 
C - deixando a solução “B” resfriar até temperatura ambiente, 
sem perturbar o sistema, obtém-se uma solução supersaturada.
Solubilidade
aq
u
ec
im
en
to
B - ao aquecer a mistura, todo o sólido consegue ser dissolvido pelo 
solvente devido ao aumento da temperatura;
A - se adicionarmos mais soluto do que uma determinada quantidade de solvente 
consegue dissolver, temos uma solução saturada com corpo de fundo;
re
sf
ri
am
en
to
136
Solubilidade
137
Fonte: Brown et al., 2016.
Solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade:
 i) interações soluto-solvente
138
Gás Massa molar (g mol-1) Solubilidade (x 10-3 mol L-1)
N2 28,0 0,69
O2 32,0 1,38
Ar 39,9 1,50
Kr 83,8 2,79
Fonte: Kotz et al., 2016.
Solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade:
 i) interações soluto-solvente
139
Líquidos que se misturam em 
todas as proporções são miscíveis.Álcool 
Solubilidade (g de álcool/100 g de solvente)
Água n-hexano
Metanol (CH3OH) miscível 0,12
Etanol (CH3CH2OH) miscível miscível
n-Propanol (CH3CH2CH2OH) miscível miscível
n-Butanol (CH3CH2CH2CH2OH) 0,11 miscível
n-Pentanol (CH3CH2CH2CH2CH2OH) 0,030 miscível
n-Hexanol (CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH) 0,0058 miscível
Substâncias anfifílicas: possuem 
uma região hidrofílica (solúvel em 
meio aquoso), e uma região 
hidrofóbica (insolúvel em água, 
porém solúvel em solventes 
apolares).
Solubilidade
140
As substâncias com forças de atração intermoleculares 
semelhantes tendem a ser solúveis umas nas outras.
“semelhante dissolve semelhante”
Solubilidade em água (25 °C): 909 g / L de H2O 0,055 g / L de H2O
Solubilidade
141
Hidrossolubilidade x lipossolubilidade
Vitamina C
Vitamina B1
Vitamina B9
Vitamina B3
Vitamina B2
Vitamina B6
Vitamina D3
Vitamina E
Vitamina A
Vitamina K
água gordura
142
Solubilidade
Alice Ball (1892-1916), primeira mulher e 
primeira afro-americana nos Estados 
Unidos a obter um mestrado em química.
Fonte: https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562
Até o início do século XX, o único tratamento para a hanseníase 
(antigamente conhecida como lepra) era um óleo das sementes das 
árvores de chaulmoogra (Hydnocarpus wightiana), na forma de injeção. 
Este era um tratamento secular na medicina chinesa e indiana.
O óleo é espesso (muito viscoso) e praticamente insolúvel em água de 
modo que a injeção era extremamente dolorosa.
Possível composto encontrado no óleo de sementes de chaulmoogra.
- Quim. Nova, Vol. 45, No. 7, 875-881, 2022.
- https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 (acesso em 18 jan. 2023).
https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562
143
Solubilidade
Óleo muito viscoso e praticamente insolúvel em água
Óleo pouco viscoso e com alguma solubilidade em água
Quim. Nova, Vol. 45, No. 7, 875-881, 2022.
https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562 (acesso em 18 jan 2023)
https://www.bbc.com/portuguese/geral-60922562
Solubilidade
144
Fatores que afetam a solubilidade:
ii) pressão
Solubilidade de sólidos ou líquidos pouco afetada pela pressão.
Gases: aumento da solubilidade à medida que a pressão parcial do gás que se encontra logo 
acima do solvente aumenta. 
Fonte: Brown et al., 2016.
Solubilidade
145
Fatores que afetam a solubilidade:
ii) pressão
𝑆𝑔 = 𝑘𝑃𝑔
Lei de Henry:
Sg = solubilidade do gás (mol L
-1);
Pg = pressão parcial do gás
k = constante de proporcionalidade 
(depende do soluto, solvente e 
temperatura).
Fonte: Brown et al., 2016.
Solubilidade
146
Fatores que afetam a solubilidade:
iii) temperatura
Solvente = águaSolvente = água
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
147
Coligativo = “que depende do conjunto”
Propriedades físicas das soluções que dependem da quantidade (concentração) mas não do tipo ou da 
identidade das partículas de soluto.
• Aumento ebulioscópico
• Redução da pressão de vapor
• Abaixamento crioscópico
• Redução da pressão osmótica
Propriedades coligativas
148
Redução da pressão de vapor
𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 . 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
°
Lei de Raoult (para soluções ideais):
Psolução = pressão parcial exercida pelo vapor 
acima da solução;
P°solvente = pressão de vapor do solvente puro;
xsolvente = fração molar do solvente:
𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
A redução da pressão de vapor causada pela adição de um soluto não volátil depende da concentração 
total de partículas do soluto, independentemente de se tratar de moléculas ou íons (solução ideal).
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
149
𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 . 𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
°
O glicerol (a.k.a glicerina, C3H8O3) é um eletrólito não volátil com densidade de 1,26 g mL-1, a 25 °C. Calcule a 
pressão de vapor a 25 °C de uma solução produzida mediante a adição de 50,0 mL de glicerina a 500,0 mL de 
água. A pressão de vapor da água pura é 23,8 torr, e sua densidade, 1,00 g mL-1.
Propriedades coligativas
150
Aumento ebulioscópico (elevação do ponto de ebulição)
O ponto de ebulição da solução é maior que o do solvente puro.
Depende da molalidade (m; mol Kg-1)
Δ𝑇𝑒 = 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑖𝐾𝑒𝑚
Te = temperatura de ebulição;
Ke = constante molal de elevação do ponto de ebulição 
para o solvente;
i = fator de van’t Hoff (número de partículas formadas 
em solução quando um dado soluto é separado por um 
determinado solvente);
m = molalidade: 𝑚 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
151
Abaixamento crioscópico (redução do ponto de congelamento)
O ponto de congelamento de uma solução é a temperatura na qual os primeiros cristais de solvente puro 
são formados em equilíbrio com a solução.
Depende da molalidade (m; mol Kg-1)
Δ𝑇𝑐 = 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = − 𝑖𝐾𝑐𝑚
Te = temperatura de ebulição;
Ke = constante molal deelevação do ponto de ebulição 
para o solvente;
i = fator de van’t Hoff (número de partículas formadas 
em solução quando um dado soluto é separado por um 
determinado solvente);
m = molalidade: 𝑚 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
152
Solvente 
Ponto de ebulição 
normal (°C)
Ke 
(°C Kg mol-1)
Ponto de congelamento 
normal (°C)
Kc 
(°C Kg mol-1)
Água, H2O 100,0 0,51 0,0 1,86
Benzeno, C6H6 80,1 2,53 5,5 5,12
Etanol, C2H5OH 78,4 1,22 -114,6 1,99
Tetracloreto de carbono, CCl4 76,8 5,02 -22,3 29,8
Clorofórmio, CHCl3 61,2 3,63 -63,5 4,68
Propriedades coligativas
153
Anticongelantes automotivos contêm etilenoglicol, HOCH2CH2OH, um não eletrólito não volátil, em água. Calcule o 
ponto de ebulição e o ponto de congelamento de uma solução 25,0% em massa de etilenoglicol em água.
Δ𝑇𝑒 = 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑖𝐾𝑒𝑚
Δ𝑇𝑐 = 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − 𝑇𝑐 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = − 𝑖𝐾𝑐𝑚
Ke (água) = 0,51 °C Kg mol
-1
Kc (água) = 1,86 °C Kg mol
-1
𝑚 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Propriedades coligativas
154
Redução da pressão osmótica (Π) 
Π = 𝑖
𝑛
𝑉
𝑅𝑇
R = constante do gás ideal:
8,31446 J K-1 mol-1
8,31446 Pa m3 K-1 mol-1
0,0831446 bar L K-1 mol-1
0,082057 atm L K-1 mol-1
T = temperatura absoluta (K).
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
155
Soluções isotônicas possuem pressão osmótica idênticas.
Se uma solução tem pressão osmótica mais baixa, ela é hipotônica em relação à solução mais 
concentrada (hipertônica).
Fonte: Brown et al., 2016.
Propriedades coligativas
156
A pressão osmótica do sangue é 7,7 atm a 25 °C. Qual concentração em quantidade de substância (mol L-1) de 
solução aquosa de glicose (C6H12O6) será isotônica com o sangue? 
Π = 𝑖
𝑛
𝑉
𝑅𝑇
R = constante do gás ideal:
8,31446 J K-1 mol-1
8,31446 Pa m3 K-1 mol-1
0,0831446 bar L K-1 mol-1
0,082057 atm L K-1 mol-1
T = temperatura absoluta (K).
Propriedades coligativas e massa molar
157
A massa molar de um soluto pode ser determinada a partir de qualquer uma das propriedades 
coligativas de uma solução do soluto.
Ex.: Um pó branco misterioso poderia ser açúcar de confeiteiro (C12H22O11), cocaína (C17H21NO4), codeína (C18H21NO3), 
norfrenefrina (C8H11NO2) ou frutose (C6H12O6). Quando 80 mg do pó são dissolvidos em 1,50 mL de etanol (d = 0,789 g cm
-3), 
ponto de congelamento normal -114,6 °C, Kc = 1,99 °C Kg mol
-1), o ponto de congelamento é reduzido para -115,5 °C. Qual é a 
identidade do pó branco?
(a) açúcar de confeiteiro (C12H22O11; 342,3 g mol
-1)
(b) cocaína (C17H21NO4; 303,4 g mol
-1)
(c) codeína (C18H21NO3; 299,4 g mol
-1) 
(d) norfrenefrina (C8H11NO2: 153,2 g mol
-1) 
(f) frutose (C6H12O6; 180,2 g mol
-1)
158
Exercícios
13.12 Indique se cada afirmação é verdadeira ou falsa:
(a) Um soluto vai se dissolver em um solvente caso as interações soluto-soluto sejam mais fortes que as 
interações soluto-solvente;
(b) Ao produzir uma solução, a entalpia da mistura é sempre um número positivo.
(c) O aumento da entropia favorece a mistura.
13.15 Indique o tipo de interação soluto-solvente que deve ser mais importante em cada uma das seguintes 
soluções: 
(a) CCl4 em benzeno (C6H6)
(b) Metanol (CH3OH) em água
(c) KBr em água
(d) HCl em acetonitrila (CH3CN)
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 13).
159
Exercícios
13.23 A solubilidade do Cr(NO3)3.9H2O em água é de 208 g por 100 g de água pura a 15 °C. uma solução de 
Cr(NO3)3.9H2O em água a 35 °C é formada mediante a dissolução de 324 g em 100 g de água. Quando essa solução 
é lentamente resfriada até 15 °C, não há formação de precipitado.
(a) Que termo descreve essa solução?
(b) Que medida você pode tomar para iniciar a cristalização? Utilize processos em nível molecular para explicar 
como funciona o procedimento sugerido.
13.27 Considere a água e o glicerol. (a) Você acredita que eles são miscíveis em todas as proporções? Explique. (b) 
Liste as interações intermoleculares que ocorrem entre uma molécula de água e uma molécula de glicerol.
160
Exercícios
13.35 (a) Explique por que bebidas gaseificadas devem ser armazenadas em recipientes hermeticamente fechados. 
(b) Uma vez que a bebida foi aberta, por que ela mantém mais gaseificada quando refrigerada do que à 
temperatura ambiente?
13.39 (a) Calcule a porcentagem em massa de Na2SO4 em uma solução que contém 10,6 g de Na2SO4 em 483 g de 
água. (b) um minério contém 2,86 g de prata por tonelada. Qual é a concentração da prata em ppm.
13.51 Calcule a quantidade de substância em mols de soluto presente em cada uma das seguintes soluções 
aquosas:
(a) 600 mL de SrBr2 0,250 mol L
-1;
(b) 86,4 g de KCl 0,180 mol Kg-1;
(c) 124,0 g de uma solução com 6,45 % de glicose (C6H12O6) em massa
161
Exercícios
13.61 Você prepara uma solução com um soluto não volátil e um solvente líquido. Indique se cada uma das 
seguintes afirmações é verdadeira ou falsa. 
(a) O ponto de congelamento da solução é maior que o do solvente puro.
(b) O ponto de congelamento da solução é inferior ao do solvente puro.
(c) O ponto de ebulição da solução é maior que o do solvente puro.
(d) O ponto de ebulição da solução é inferior ao do solvente puro.
13.63 Considere duas soluções, uma formada mediante a adição de 10 g de glicose (C6H12O6) a 1 L de água, e outra 
formada mediante adição de 10 g de sacarose (C12H22O11) a 1 L de água. Calcule a pressão de vapor para cada 
solução a 20 °C; a pressão de vapor da água pura a essa temperatura é 17,5 torr.
162
Exercícios
13.65 (a) Calcule a pressão de vapor de água sobre uma solução preparada mediante a adição de 22,5 g de lactose 
(C12H22O11) a 200,0 g de água a 338 K (Consulte uma tabela sobre dados de pressão de vapor da água para 
encontrar qual a pressão de vapor da água a 338 K). (b) Calcule a massa de propilenoglicol (C3H8O2) que deve ser 
adicionada a 0,340 kg de água para reduzir a pressão de vapor em 2,88 torr a 40 °C.
13.75 Quantos gramas de etilenoglicol (C2H6O2) devem ser adicionados a 1,00 kg de água para produzir uma 
solução que congela a -5,00 °C?
13.77 Qual é a pressão osmótica formada mediante a dissolução de 44,2 mg de aspirina (C9H8O4) em 0,358 L de 
água a 25 °C?
163
Exercícios
13.81 A lisozima é uma enzima que quebra paredes celulares bacterianas. Uma solução com 0,150 g dessa enzima 
em 210 mL tem pressão osmótica de 0,953 torr a 25 °C. Qual a massa molar da lisozima?
13.100 Uma solução contém 0,115 mol de H2O e um número desconhecido de mols de cloreto de sódio. A pressão 
de vapor de água pura a essa temperatura é 31,8 torr. Calcule o número de gramas de cloreto de sódio na solução.
Referências
- BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A 
ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p.
- ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p.
- KOTZ, J. C., TREICHEL Jr, P. Química e Reações Químicas. 4 ed, vol 1, Rio de Janeiro, LTC ed., 2002, 538 p.
- CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4 Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p.
- KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R.; TREICHEL, D. A. Chemistry & Chemical Reactivity. 10 ed., Cengage 
Learning, 2019, 1398 p.
164
Eletroquímica
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INQ0158 Química Geral B
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
Definições
Oxidação: a remoção completa de um ou mais elétrons de uma 
entidade molecular (átomo, íon, molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019).
Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e−
2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) → Cr2O7
2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e−
Redução: atransferência completa de um ou mais elétrons para uma entidade molecular (átomo, íon, 
molécula etc.). (Mcnaught e Wilkinson, 2019).
Ag+(aq) + e− → Ag(s)
MnO4
−(aq) + 8 H+(aq) + 5 e− → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
166
Definições
Estado de oxidação: é a carga do átomo considerando-se o modelo iônico na formação das ligações 
heteronucleares. (Mcnaught e Wilkinson, 2019).
NaCl ⇨ Na = +1 e Cl = −1 (estados de oxidação)
NaCl ⇨ Na(1+) e Cl(1−) ou Na+ e Cl− (cargas iônicas)
CO2 ⇨ C = +4 e O = −2 (estados de oxidação)
167
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
1. O EO de cada elemento em uma substância elementar é 
sempre zero.
Ex.: H2, O2, O3, P4, S8, Cgrafite, Cdiamante.
4. O EO do H geralmente é +1
exceção: quando combinado a metais alcalino ou alcalino 
terrosos ⇒ -1 (NaH, CaH2)
2. O EO de um íon monoatômico é sempre igual a sua 
própria carga.
Ex.: K+ (EO: +1), Ba2+ (EO: +2), Pb4+ (EO: +4)
5. O EO do O geralmente é -2 (CaO, H2O)
exceção: peróxidos ⇒ -1 (H2O2, CaO2)
6. Em um íon poliatômico, o somatório (∑) dos EOs é igual a 
carga do íon: 
Ex.: PO4
3- ⇒ ∑EO: -3 SO4
2- ⇒ ∑EO: -2
3. Existem elementos que apresentam EO fixo em 
substâncias compostas.
- metais alcalinos (grupo 1): +1 
- metais alcalino-terrosos (grupo 2): +2
- Zinco (Zn): +2 - Prata (Ag): +1
- Alumínio (Al): +3 - Flúor (F): -1
7. Em compostos iônicos ou moleculares, o somatório (∑) 
dos EOs é sempre zero:
 Ex.: NaCl ⇒ ∑EO: 0; HCl ⇒ ∑EO: 0; CaO ⇒ ∑EO: 0 168
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
- o número de e- perdidos na oxidação deve ser idêntico ao número de e- ganhos na redução!
 
Para balancear reações de oxirredução:
1) encontre o EO (estado de oxidação) de todos os átomos da equação;
2) Identifique qual átomo tem seu EO aumentado (cede e-, oxidação), e qual tem o EO diminuído 
(recebe e-, redução), na equação química;
3) Iguale o número de e- cedidos e recebidos;
4) Encontre os demais coeficientes fazendo o balanceamento de carga (1º) e de massa (2º).
Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução
169
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
𝚫 = + 8 e-
𝚫 = - 1 e-
- Se colocarmos o coeficiente 8 para o HI, o número de e- cedidos se iguala aos recebidos:
8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
Balanceamento de equações
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -2 +1 -2 0
170
EO:
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
- Podemos agora continuar o balanceamento normalmente:
8HI(aq) + H2SO4(aq) → H2S(aq) + H2O(l) + I2(s) 
a) colocamos o coeficiente 4 para I2;
4
b) Colocamos o coeficiente 4 para H2O;
4
e verificamos se o balanceamento está correto (mesmo número de átomos nos dois lados da 
equação);
Balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução
171
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
17
2
Balanceamento de equações: semiequações
Mn2+(aq) + Cr2O7
2−(aq) → Cr3+(aq) + MnO4
−(aq) (meio ácido)
Identifique as espécies que estão oxidadas ou reduzidas no processo.
Escreva as semiequações de oxidação e de redução (separadamente).
Cr2O7
2−(aq) → Cr3+(aq) redução
Mn2+(aq) → MnO4
-(aq) oxidação
Quantifique o número de elétrons envolvidos no processo (oxidação ou redução) e acrescente na 
semiequação (se necessário, faça o balanço de massa para o átomo envolvido no processo).
Cr2O7
2−(aq) + 6 e− → 2 Cr3+(aq)
Mn2+(aq) → MnO4
-(aq) + 5 e−
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
17
3
Faça o balanço de cargas das semiequações usando o meio (ácido = H3O
+ ou básico = OH−) no qual a 
reação ocorre.
Cr2O7
2−(aq) + 6 e− + 14 H3O
+(aq) → 2 Cr3+(aq)
Mn2+(aq) → MnO4
-(aq) + 5 e− + 8 H3O
+(aq)
Faça o balanço de massas da semiequação usando a molécula de água (somente ela pode ser usada).
Cr2O7
2−(aq) + 6 e− + 14 H3O
+(aq) → 2 Cr3+(aq) + 21 H2O(l) semiequação de redução
Mn2+(aq) + 12 H2O(l) → MnO4
-(aq) + 5 e− + 8 H3O
+(aq) semiequação de oxidação
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
17
4
Para obter a equação global, iguale o número de elétrons das duas equações, usando os coeficientes 
estequiométricos adequados.
5 Cr2O7
2−(aq) + 30 e− + 70 H3O
+(aq) → 10 Cr3+(aq) + 105 H2O(l) (x5)
6 Mn2+(aq) + 72 H2O(l) → 6 MnO4
−(aq) + 30 e− + 48 H3O
+(aq) (x6)
Escreva a equação global somando as duas semiequações.
5 Cr2O7
2−(aq) + 6 Mn2+(aq) + 22 H3O
+(aq) → 10 Cr3+(aq) + 6 MnO4
−(aq) + 33 H2O(l)
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
175
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Reações de oxidação e redução (oxirredução)
Fonte: Brown et al., 2016.
176
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico.
Célula voltaica (ou galvânica): dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre por um 
caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes presentes no mesmo recipiente de 
reação.
Células voltaicas
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Fonte: Brown et al., 2016.
177
Células voltaicas
Fonte: Brown et al., 2016.
178
Diferença de energia potencial entre ânodo e cátodo é o potencial da célula, Ecel.
O potencial de qualquer célula voltaica é positivo. 
Depende de:
i. tipo da reação;
ii. concentração dos reagentes e produtos;
iii. temperatura.
Condições padrão: 1 mol L-1 para reagentes e produtos em solução ou 1 atm de pressão para gases;
Temperatura = frequentemente 25 °C.
Potenciais de célula sob condições padrão
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°cel = + 1,10 V
Fonte: Brown et al., 2016.
179
E°cel representa a diferença entre os dois potenciais de semicélula.
 Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) E°1 
 Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) E°2
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°cel = E2 – E1
Por convenção, o potencial associado a cada eletrodo é escolhido como o potencial para a redução que 
ocorre nele.
E°cel = E°red (cátodo) – E°red (ânodo) 
Potenciais de célula sob condições padrão
180
Potenciais de célula sob condições padrão
Não é possível medir E°red de uma semirreação 
diretamente. 
Atribui-se E°red = 0 para uma reação de referência e 
mede-se o valor de E°red de outras semirreações 
em relação àquele à semirreação de referência:
 
2 H+(aq, 1 mol L-1) + 2 e- → H2(g, 1 atm) E°red = 0 V
eletrodo padrão de hidrogênio (EPH).
Fonte: Brown et al., 2016.
181
Potenciais de célula sob condições padrão
E° = E°red (processo de redução) – E°red (processo de oxidação)
 
Valores positivos de E indicam processos espontâneos.
Quando atribuímos um potencial elétrico a uma semirreação, escrevemos a reação como uma redução:
Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) E°red = – 0,76 V
 Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) E°red = + 0,34 V
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E°cel = 0,34 V – (– 0,76 V) = +1,10 V 
182
Potenciais de célula sob condições padrão
183
Fonte: Atkins et al., 2018 (adaptado).
Semiequação de redução E° (V)
F2(g) + 2 e- → 2 F
-(aq) +2,87
Au+(aq) + e- → Au(s) +1,69
Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) +1,61
MnO4
-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- → Mn2+(aq) + 4 H2O(l) +1,51
Cl2(g) + 2 e- → 2 Cl
-(aq) +1,36
Cr2O7
2-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) +1,33
O2(g) + 4 H
+(aq) + 4 e- → 2 H2O(l) +1,23; +0,82 em pH = 7
Br2(l) + 2 e- → 2 Br
-(aq) +1,09
NO3
-(aq) + 4 H+(aq) + 3 e- → NO(g) + 2 H2O(l) +0,96
Ag+(aq) + e- → Ag(s) +0,80
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) +0,77
I2(s) + 2 e- → 2 I
- (aq) +0,54
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH
-(aq) +0,40; +0,82 em pH = 7
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) +0,34
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) +0,22
2 H+(aq) + 2 e- → H2(g) 0, por definição
Fe3+(aq) + 3 e- → Fe(s) -0,04
O2(g) + H2O(l) + 2 e- → HO2
-(aq) + OH-(aq) -0,08
Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s) -0,13
Sn2+(aq) + 2 e- → Sn(s) -0,14
Fe2+(aq) + 2 e- → Fe(s) -0,44
Zn2+(aq)+ 2 e- → Zn(s) -0,76
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH
-(aq) -0,83; -0,42 em pH = 7
Al3+(aq) + 3 e- → Al(s) -1,66
Mg2+(aq) + 2 e- → Mg(s) -2,36
Na+(aq) + e- → Na(s) -2,71
K+(aq) + e- → K(s) -2,93
Li+(aq) + e- → Li(s) -3,05
A forma oxidada é 
fortemente oxidante 
A forma reduzida é 
fortemente redutora 
Não podem reduzir H+
Podem reduzir H+
H+/H2
184
Potenciais de célula sob condições padrão
Variação dos potenciais padrão nos grupos principais da tabela periódica: 
Fonte: Atkins et al., 2018.
185
Potenciais de célula sob condições padrão
Potenciais padrão de redução são propriedades intensivas. 
a variação do coeficiente estequiométrico em uma semirreação não afeta o valor do potencial 
padrão de redução!
Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) E°red = – 0,76 V
10 Zn2+(aq) + 20 e- → 10 Zn(s) E°red = – 0,76 V
1 V = 1
J
C
C = carga elétrica transportada em 1 segundo por uma corrente de 1 ampere = 6,241509 x 1018 e
186
Potenciais de célula sob condições padrão
Fonte: Brown et al., 2016.
187
Potenciais de célula sob condições padrão
Exercício: Soluções ácidas de permanganato (MnO4
-) em água e soluções ácidas de dicromato (Cr2O7
2-) são agentes oxidantes 
poderosos. Suponha que soluções dos dois reagentes foram preparadas e serviram como as duas meias-células em uma célula 
galvânica com eletrodos de platina (inerte) que gera uma corrente em circuito externo. 
a) Determine o potencial padrão da célula construída.
b) Escreva a equação iônica simplificada da reação espontânea.
188
Eletrólise
Reações redox são reversíveis:
Reações redox espontâneas → células voltaicas
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E° = +1,10 V 
Reações redox não espontâneas → células eletrolíticas
Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq) E° = – 1,10 V
O potencial fornecido a uma célula eletrolítica deve ser no mínimo igual ou superior ao potencial da 
reação a ser invertida. 
189
Eletrólise
Na+(l) + e- → Na(l) E° = – 2,71 V
Cl2(g) + e- → 2 Cl
-(l) E° = + 1,36 V
2 Na+(l) + 2 Cl-(l) → 2 Na(l) + Cl2(g) E° = – 4,07 V 
A eletrólise do NaCl poderia ser feita usando solução aquosa de NaCl(aq)?
Fonte: Brown et al., 2016.
190
Eletrólise
A eletrólise do NaCl poderia ser feita usando solução aquosa de NaCl(aq)?
Se existe na solução mais de uma espécie que pode ser reduzida, as espécies com os maiores potenciais 
de redução são, preferencialmente, reduzidas. O mesmo princípio é aplicado à oxidação.
Reações de redução em meio aquoso (pH neutro):
Na+(aq) + e- → Na(s) E° = – 2,71 V
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH
-(aq) E° = – 0,83 V
Reações de oxidação em meio aquoso (pH neutro):
Cl2(g) + 2 e- → 2 Cl
-(aq) E° = + 1,36 V
O2(g) + 4 H
+(aq) + 4 e- → 2 H2O(l) E° = + 1,23 V
191
Eletrólise
A eletrólise do NaCl poderia ser feita usando solução aquosa de NaCl(aq)?
2 Na+(aq) + 2 Cl-(aq) → 2 Na(aq) + Cl2(aq) ?
Solução de NaCl muito diluída:
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH
-(aq) E° = – 0,83 V (cátodo)
O2(g) + 4 H
+(aq) + 4 e- → 2 H2O(l) E° = + 1,23 V (ânodo)
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g) E° = – 2,06 V
Solução de NaCl concentrada:
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH
-(aq) E° = – 0,83V (cátodo)
Cl2(g) + 2 e- → 2 Cl
-(aq) E° = + 1,36 V (ânodo)
2 H2O(l) + 2 Cl
-(aq) → H2(g) + 2 OH
-(aq) + Cl2(g) E° = – 2,19 V
192
Produtos de eletrólise
A quantidade do produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é 
estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons fornecidos.
A quantidade de eletricidade, Q, que passa pela célula eletrolítica é medida em coulombs (C) e 
determinada pela medida da corrente, i (A), e do tempo, t (s), que a corrente flui:
Q = i.t
Exemplo: Calcule a massa em gramas de alumínio produzida em 1,00 h pela eletrólise de AlCl3 fundido se a corrente elétrica 
utilizada for de 10,0 A.
C = carga elétrica transportada em 1 segundo por uma corrente de 1 ampère = 6,241509 x 1018 e
193
Produtos de eletrólise
Exemplo: Calcule a massa em gramas de alumínio produzida em 1,00 h pela eletrólise de AlCl3 fundido se a corrente elétrica 
utilizada for de 10,0 A.
Al3+(l) + 3e- → Al(l) E° = – 1,66 V
Q = i. t → Q = 10,0 A x 3600 s → Q = 36000 C
A partir da constante de Faraday, F = 96485 C mol-1, têm-se:
1 mol elétrons - 96485 C
 x - 36000 C x = 0,373 mol de elétrons
Cada 3 equivalentes de elétrons fornecidos na eletrólise converte 1 equivalente de Al3+ em Al, portanto a quantidade de 
alumínio formada é de 0,124 mol, que equivalem a 3,56 g. 
C = carga elétrica transportada em 1 segundo por uma corrente de 1 ampère = 6,241509 x 1018 e
194
Exercícios
20.13 (a) O que significa o termo oxidação? (b) Em qual lado de uma semirreação de oxidação os elétrons 
aparecem? (c) O que significa o termo oxidante? (d) O que significa o termo agente oxidante?
20.15 Indique se cada uma das seguintes afirmações é verdadeira ou falsa:
(a) Se algo é oxidado, está formalmente perdendo elétrons.
(b) Para a reação Fe3+(aq) + Co2+(aq) → Fe2+(aq) + Co3+(aq). Fe3+(aq) é o agente redutor e Co2+(aq) é o agente 
oxidante.
(c) Se não houver variações no estado de oxidação dos reagentes ou produtos de determinada reação, essa não 
será uma reação redox.
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 20).
195
Exercícios
20.18 Em cada uma das seguintes equações de oxirredução balanceadas, identifique os elementos que sofrem variações 
no número de oxidação e indique o valor da variação em cada caso.
(a) 2 MnO4
-(aq) + 3 S2-(aq) + 4 H2O(l) → 3 S(s) + 2 MnO2(s) + 8 OH
-(aq)
(b) 2 H2O2(aq) + Cl2O7(g) + 2 OH
-(aq) → 2 ClO2
-(aq) + 5 H2O(l) + 4 O2(g)
(c) Ba2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2O2(aq) + 2 ClO2(g) → Ba(ClO2)2(s) + 2 H2O(l) + O2(g)
20.25 Complete e faça o balanceamento das seguintes equações. Em cada caso, identifique os agentes de oxidação e de 
redução:
(a) Cr2O7
2-(aq) + I-(aq) → Cr3+(aq) + IO3
-(aq) (meio ácido)
(b) MnO4
-(aq) + CH3OH(aq) → Mn
2+(aq) + HCO2H(aq) (meio ácido)
(c) I2(s) + OCl
-(aq) → IO3
-(aq) + Cl-(aq) (meio ácido)
(d) As2O3(s) + NO3
-(aq) → H3AsO4(aq) + N2O3(aq) (meio ácido)
(e) MnO4
-(aq) + Br-(aq) → MnO2(s) + BrO3
-(aq) (meio básico)
(f) Pb(OH)4
2-(aq) + ClO-(aq) → PbO2(s) + Cl
-(aq) (meio básico)
196
Exercícios
20.29 Uma célula voltaica é construída conforme a descrição a seguir: uma semicélula de eletrodo consiste em 
uma lâmina de prata colocada em uma solução de AgNO3, e a outra tem uma lâmina de ferro colocada em uma 
solução de FeCl2. A reação completa da célula é:
Fe(s) + 2 Ag+(aq) → Fe2+(aq) + 2 Ag(s)
(a) O que está sendo oxidado e o que está sendo reduzido?
(b) Escreva as semirreações que ocorrem nas duas semicélulas.
(c) Qual eletrodo é o anódico e qual é o catódico?
(d) Indique os sinais dos eletrodos.
(e) Os elétrons passam do eletrodo de prata para o ferro ou do eletrodo de ferro para o de prata?
(f) Em quais sentidos os cátions e os ânions migram pela solução?
197
Exercícios
20.37 Com base nos potenciais padrão de redução calcule a fem padrão (E°cel) de cada uma das seguintes reações:
(a) Cl2(g) + 2 I
-(aq) → 2 Cl-(aq) + I2(s)
(b) Ni(s) + 2 Ce4+(aq) → Ni2+(aq) + 2 Ce3+(aq)
(c) Fe(s) + 2 Fe3+(aq) → 3 Fe2+(aq)
(d) 2 NO3
-(aq) + 8 H+(aq) + 3 Cu(s) → 2 NO(g) + 4 H2O(l) + 3 Cu
2+(aq)
20.41 Uma solução de Cu(NO3)2 1 mol L
-1 é colocada em um béquer com uma lâmina de Cu metálico. Uma solução 
de SnSO4 1 mol L
-1 é colocada em um segundo béquer com uma lâmina de Sn metálico. Os dois recipientes são 
conectados por uma ponte salina, e os dois eletrodos metálicos são conectados por fios a um voltímetro. (a) Qual 
eletrodo funciona como ânodo e qual funciona como cátodo? (b) À medida que a reação da célula ocorre, qual 
eletrodo ganha massa e qual perde? (c) Escreva a equação para a reação completa da célula. (d) Qual é a fem 
gerada pela célula sob condições padrão?
198
Exercícios20.73 Durante um período de descarga de uma pilha de chumbo-ácido, 402 g de Pb do ânodo são convertidos em 
PbSO4(s). Qual massa de PbO3(s) é reduzida no cátodo nesse período? (b) Quantos Coulombs de carga elétrica são 
transferidos de Pb para PbO2?
20.75 Marca-passos costumam utilizar baterias de “botão” de cromato de lítio e prata. A reação completa da célula 
é: 2 Li(s) + Ag2CrO4(s) → Li2CrO4(s) + 2 Ag(s)
(a) O lítio metálico, reagente em um dos eletrodos da bateria, é o ânodo ou o cátodo?
(b) Escolha duas semirreações em uma tabela de potenciais padrão de redução que mais se aproximam das 
reações que ocorrem na bateria. Qual fem padrão seria gerada pela célula voltaica com base nessas 
semirreações?
(c) A bateria gera uma fem de +3,5 V. Como esse valor se aproxima do valor calculado no item (b)?
Referências
- BROWN, T. L.; LeMAY Jr, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A 
ciência central. 13 ed., São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2016, 1188 p.
- ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p.
- KOTZ, J. C., TREICHEL Jr, P. Química e Reações Químicas. 4 ed, vol 1, Rio de Janeiro, LTC ed., 2002, 538 p.
- CHANG, R. Química Geral. Conceitos Essenciais. 4 Ed. Porto Alegre: McGrawHill, 2007. 778 p.
- KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R.; TREICHEL, D. A. Chemistry & Chemical Reactivity. 10 ed., Cengage 
Learning, 2019, 1398 p.
199
Equilíbrio Químico
Universidade Federal de Goiás – UFG
Instituto de Química
Avenida Esperança s/n, Campus Samambaia.
CEP: 74690-900, Goiânia - GO - Brasil.
Leonildo A. Ferreira
leonildoferreira@ufg.br
INQ0158 Química Geral B
201Estar em equilíbrio é estar em uma posição estável
Equilíbrio
estático dinâmico
Equilíbrio químico
Um sistema químico está em equilíbrio químico quando reações 
opostas acontecem com velocidades iguais
O estado de equilíbrio é atingido quando as concentrações das espécies presentes não mudam com o 
tempo. Isso só ocorre porque a reação é reversível.
v1
v-1
O equilíbrio químico é dinâmico!
Cazuza
A reação
O tempo não 
para, ...
202
Reações irreversíveis
 Os reagentes são convertidos em produtos e não ocorre reação no sentido inverso.
CH3CH2OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
Reações reversíveis
São reações químicas nas quais os reagentes se transformam em produtos e estes podem reagir entre 
si de maneira a regenerar os reagentes iniciais.
 -> todas as espécies são reagentes e produtos ao mesmo tempo!
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
203
Equilíbrio químico
1. Processos industriais: produção de amônia 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
2. Biológicos: reação de neutralização que ocorre no metabolismo celular 
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) ⇌ H
+(aq) + HCO3
-(aq)
3. Ambientais: chuva ácida
2 NO2(g) + H2O(l) ⇌ HNO2(aq) + HNO3(aq)
204
Equilíbrio químico
Fonte: Brown et al., 2016 N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
A) A amostra de N2O4 congelado é 
quase incolor.
B) Depois de aquecido o
N2O4 torna-se um gás e se dissocia 
parcialmente para formar NO2(g) 
marrom 
C) A cor para de mudar, e o equilíbrio é 
atingido: a velocidade da reação 
N2O4(g) → 2 NO2(g) = velocidade da 
reação 2 NO2(g) → N2O4(g)
A B C
incolor marrom 205
Equilíbrio químico
Fonte: Brown et al., 2016
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
(a) (b)
No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos não sofrem variações com o tempo.
Para que o equilíbrio ocorra, nem reagentes, nem produtos, podem escapar do sistema.
No equilíbrio, uma determinada razão entre os termos de concentração é igual uma constante.
206
Equilíbrio químico
2
0
7
Fonte: Brown et al., 2016
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
Atinge-se a condição de equilíbrio em qualquer direção.
Partindo apenas dos reagentes: A concentração 
dos reagentes decresce e a concentração dos 
produtos aumenta até que finalmente elas 
atingem um equilíbrio.
Partindo apenas dos produtos: Iniciando a reação 
com apenas NH3, a reação inversa ocorre e a 
amônia pura irá se decompor em N2 e H2 até 
atingir o equilíbrio.
207
Equilíbrio químico
Constante de equilíbrio
No equilíbrio, a composição da mistura de reação pode ser dada em termos de uma constante de 
equilíbrio (K) que expressa a relação entre as concentrações em quantidade de substância (mol L-1) ou 
pressões parciais dos reagentes e produtos.
A constante de equilíbrio é o valor numérico obtido quando substituímos as pressões parciais (Kp) ou 
concentrações molares (Kc) no equilíbrio, na expressão da constante de equilíbrio.
aA + bB ⇌ cC + dD K =
C c D d
A a B b
208
Constante de equilíbrio
A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria da reação.
O valor de K depende apenas da temperatura.
O valor de K é adimensional.
aA + bB ⇌ cC + dD Kc =
C c D d
A a B b
209
Constante de equilíbrio
T = 100 °C
Experimento
[N2O2]inicial 
(mol L-1)
[NO2]inicial 
(mol L-1)
[N2O2]final 
(mol L-1)
[NO2]final 
(mol L-1)
Kc
1 0,0 0,0200 0,00140 0,0172 0,211
2 0,0 0,0300 0,0 280 0,0243 0,211
3 0,0 0,0400 0,00452 0,0310 0,213
4 0,0200 0,0 0,00452 0,0310 0,213
O valor da constante de equilíbrio é praticamente o mesmo, independente da variação das 
concentrações.
Fonte: Brown et al., 2016
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 𝐾𝑐 =
NO2
2
[N2O2]
Média dos valores de Kc = 0,212
210
i) A constante de equilíbrio de uma reação na direção inversa é igual o inverso (ou recíproco) da 
constante de equilíbrio na direção direta:
(1) A + B ⇌ C + D K1
(2) C + D ⇌ A + B K2 = 1/K1
ii) A constante de equilíbrio de uma reação que foi multiplicada por um número é igual à constante de 
equilíbrio original elevada a uma potência igual a este número:
(1) A + B ⇌ C + D K1
(2) nA + nB ⇌ nC + nD K2 = K1
n
Propriedades matemáticas da constante de equilíbrio
211
iii) A constante de equilíbrio de uma reação global que é resultado do somatório de duas ou mais 
reações é igual ao produto das constantes de equilíbrio das reações individuais:
(1) A + B ⇌ C + D K1
(2) C + F ⇌ G + A K2 
(3) B + F ⇌ D + G K3 = (K1)(K2)
212
Propriedades matemáticas da constante de equilíbrio
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
A magnitude da constante de equilíbrio de uma reação fornece informações importantes sobre a 
composição da mistura em equilíbrio.
1- Se K >> 1 : o equilíbrio está deslocado no sentido dos 
produtos e a concentração destes é maior que a dos 
reagentes.
Fonte: Brown et al., 2016
2- Se K << 1: o equilíbrio está deslocado no sentido dos 
reagentes e a concentração destes é maior que a dos 
produtos.
213
Equilíbrios heterogêneos x Equilíbrio homogêneo
Substâncias que estão todas na mesma fase - equilíbrios homogêneos. 
Substâncias em equilíbrio estão em diferentes fases - equilíbrios heterogêneos.
A concentração de sólidos ou líquidos puros não é incluída na expressão da constante de equilíbrio.
Pb(NO3)2(aq) + 2HCl(aq) ⇌ PbCl2(s) + 2 HNO3(aq) Kc =
HNO3
2
Pb NO3 2 HCl
2 
HCl(aq) + AgNO3(aq) ⇌ AgCl(s) + HNO3(aq) Kc =
HNO3
AgNO3 HCl 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) Kc=
NH3
2
N2 H2
3
214
Calculo de K a partir das concentrações iniciais e de equilíbrio
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 (1,00 mmol L
-1) e I2 (2,00 mmol L
-1) a 448 °C, atinge o 
equilíbrio e, nesse equilíbrio a concentração do HI é 1,87 mmol L-1. Calcule Kc (a 448 °C) para a reação.
Concentração inicial (mmol L-1) 1,00 2,00 0
Variação na concentração (mmol L-1) - x - x +2x
Concentração final (mmol L-1) 1,00 - x 2,00 - x 1,87
H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g) Kc =
HI 2
H2 I2 
2x = 1,87
x = 0,935
Concentração inicial (mmol L-1) 1,00 2,00 0
Variação na concentração (mmol L-1) - 0,935 - 0,935 +1,87
Concentração final (mmol L-1) 0,065 1,065 1,87
H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g) 
Kc =
1,87 2
0,065 1,065 
Kc = 50,5215
Constante de equilíbrio e Quociente de reação
Pelo valor da constante de equilíbrio podemos prever a direção para que a mistura reacional atinja o 
equilíbrio.
Para prever a direção, determinamos o quociente da reação. 
O quociente de reação, Q, é um número obtido a partir da substituição de concentrações de reagentes 
e produtos, ou pressões parciais, em qualquer ponto de uma reação na expressão da constante de 
equilíbrio. 
CH3COOH(aq) + OH
-(aq) ⇌ CH3COO
- (aq) + H2O(l)
Obs: a [H2O] não é 
representada na expressão
Qc =
[CH3COO
−]
CH3COOH [OH
−]
 
216
Constante de equilíbrio (K) e Quociente de reação (Q)
Q < K: baixa concentração dos produtos. A reação atinge 
o equilíbrio mediante a formação de mais produtos.
 Q = K: o sistema está em equilíbrio.
Q > K: alta concentração de produtos. A reação atinge o 
equilíbrio mediante a formação de mais reagentes.
Fonte: Brown et al., 2018 217
Constante de equilíbrio e Quociente de reação
Considere a reação entre o H2 e o I2 para formação de HI: 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) Kc = 50,5 (T = 448 °C)
A reação está ou não em equilíbrio quando as concentrações forem de 0,243 mol L-1 para H2, 0,146 
mol L-1 para I2 e 1,98 mol L
-1 para HI? 
Qc > Kc . A reação não está no equilíbrio nas condições dadas e precisa se deslocar no sentido do 
consumo do HI e formação de H2 e I2 para estabelecer o equilíbrio.
Qc =
HI 2
H2 I2
 Qc =
(1,98)2
(0,243)(0,146)
 = 112,82 
218
1. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio (K) para as reações químicas representadas a 
seguir.
(a) 2 O3(g) ⇌ 3 O2(g)
(b) Ag+(aq) + 2 NH3(aq) ⇌ [Ag(NH3)2]
+(aq)
(c) CO2(g) + H2(g) ⇌ CO(g) + H2O(l)
(d) Sn(s) + H+(aq) ⇌ Sn2+(aq) + H2(aq)
2
3
3
2
][
][
O
O
K =
2
3
23
]].[[
]])Ag(NH[[
NHAg
K
+
+
=
]].[[
][
22 HCO
CO
K =
][
]].[[ 2
2
+
+
=
H
HSn
K
Exercícios
219
2. No início de uma reação, há 0,071 mol L-1 de N2, 9,20 x 10
-3 mol L-1 de H2 e 1,83 x 10
-4 mol L-1 de NH3. 
A temperatura é de 375 °C. Se a constante de equilíbrio (Kc) para a reação é 1,2, diga se o sistema está 
ou não em equilíbrio. Se não estiver, preveja em que sentido vai evoluir a reação.
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
Qc < Kc a reação não está no 
equilíbrio nas condições dadas
A concentração dos produtos está baixa. A reação irá atingir o equilíbrio mediante a formação de mais 
produtos
Exercícios
Qc =
NH3
2
N2 H2
3 
220
𝑄𝑐 =
1,83 𝑥 10−4
2
0,071 . 9,20 𝑥 10−3 3 
= 0,61 
3. Para o equilíbrio Br2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 BrCl(g), a constante de equilíbrio Kp é 7,0 a 400 K. Se um cilindro 
for carregado com BrCl(g) a uma pressão inicial de 1,00 atm e o sistema atingir equilíbrio, qual é a 
pressão final (equilíbrio) de BrCl(g)? 
Exercícios
Pressão inicial (atm) 0,000 0,000 1,00
Variação na pressão (atm) + x + x -2x
Pressão final (atm) x x 1,00 - 2x
Kp =
PBrCl
2
(PBr2
)(PCl2
)
Br2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 BrCl(g)
7,0 =
1,00 − 2x 2
(x)(x) 7x
2 = 1 + (-4x) + 4x2
x =
−b ± b2 − 4ac
2a
x =
−4 ± 16 + 12
6
x’ = 0,215
x’’ = -1,55 (quimicamente inválido) 
Kp =
PBrCl
2
(PBr2
)(PCl2
) 3x
2 + 4x -1,00 = 0 
221
3. Para o equilíbrio Br2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 BrCl(g), a constante de equilíbrio Kp é 7,0 a 400 K. Se um cilindro 
for carregado com BrCl(g) a uma pressão inicial de 1,00 atm e o sistema atingir equilíbrio, qual é a 
pressão final (equilíbrio) de BrCl(g)? 
Exercícios
Pressão inicial (atm) 0,00 0,00 1,00
Variação na pressão (atm) +0,215 +0,215 -2(0,215)
Pressão final (atm) 0,215 0,215 0,570
Br2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 BrCl(g)
A pressão final (equilíbrio) de BrCl(g) é de 0,570 atm.
222
𝐾𝑃 =
𝑃𝐵𝑟𝐶𝑙
2
𝑃𝐵𝑟2 . 𝑃𝐶𝑙2
Fatores que afetam o equilíbrio químico
Uma vez estabelecido o equilíbrio de um processo químico, apenas fatores externos podem alterar a 
posição alcançada nesse equilíbrio. 
Princípio de Le Châtelier
“ Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma alteração na 
concentração, temperatura ou pressão de um dos componentes, o 
sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear 
o efeito da perturbação”
Henry Le Châtelier 
(1850 – 1936)
Fonte: Atkins et al., 2018
223
Fatores que afetam o equilíbrio químico
Estado de 
equilíbrio A
(K)
Perturbação
Deslocamento da 
posição de 
equilíbrio
Estado de 
equilíbrio B
(K)
CH3COOH(aq) + OH
-(aq) ⇌ CH3COO
-(aq) + H2O(l) H°r < 0
Estado de equilíbrio A
Reagentes Produtos
[CH3COOH]A [CH3COO
-]A
[OH-]A
Kc =
[CH3COO
−]
CH3COOH [OH
−]
 
Estado de equilíbrio B
Reagentes Produtos
[CH3COOH]B [CH3COO
-]B
[OH-]B
224
Fatores que afetam o equilíbrio químico
1. A concentração: adicionar ou remover um reagente ou produto
Se uma substância for adicionada a um sistema em equilíbrio, o sistema reage para consumir um 
pouco da substância.
Se uma substância for removida de um sistema em equilíbrio, o sistema reage para produzir mais 
daquela substância 
Fonte: Brown et al., 2016
225
Fatores que afetam o equilíbrio químico
Fonte: Brown et al., 2016
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
1. Efeito da adição e remoção de reagentes e produtos
Quando as concentrações das espécies do 
meio reacional são alteradas, o equilíbrio se 
desloca até que um novo estado seja atingido. 
Adição de H2 desloca o equilíbrio de forma 
que a ocorra maior formação de NH3.
Adição de NH3 provoca o deslocamento do 
sistema de forma que mais H2 e N2 sejam 
formados.
A Kc permanece inalterada após o equilíbrio 
ser reestabelecido.
226
Fatores que afetam o equilíbrio químico
1. Efeito da adição e remoção de reagentes e produtos
Fonte: Atkins et al., 2018
A constante de equilíbrio (K) não é alterada quando as concentrações se alteram.
Q < K, a reação 
responde com a 
formação de produto 
para restaurar a 
igualdade entre K e Q.
Q > K, a reação responde 
com a formação de 
reagentes as custas dos 
produtos para restaurar a 
igualdade entre K e Q.
227
Fonte: Atkins et al., 2018
Fatores que afetam o equilíbrio químico
2. A pressão: alterar a pressão por meio de alterações no volume
Fonte: Brown et al., 2016
À temperatura constante, reduzir o volume de uma mistura gasosa em equilíbrio faz com o que o 
sistema se desloque na direção que reduz a quantidade de substância de gás.
O sistema muda a direção 
para menos mol de gás
228
Fatores que afetam o equilíbrio químico
2. Efeito das variações de volume e pressão 
Fonte: Brown et al., 2016
Se o volume de um sistema for reduzido, a pressão total aumenta. O sistema 
responde deslocando a sua posição de equilíbrio para reduzir a pressão. O sistema 
se desloca na direção em que se reduz o número de moléculas do gás (T = 
constante).
Sistema em 
equilíbrio
229
Fatores que afetam o equilíbrio químico
Fonte: Atkins et al., 2018
I2(g) ⇌ 2 I(g)
A reação direta aumenta o número de partículas gasosas dentro do 
recipiente e consequentemente, a pressão total do sistema 
aumenta. 
A reação inversa diminui a pressão. 
Para esta reação, a compressão desloca o equilíbrio na direção do 
reagente I2, porque reduz o efeito do aumento da pressão.
A expansão favorece a dissociação da molécula de I2(g) em átomos 
de I(g).
A introdução de um gás inerte não afeta a composição do equilíbrio
2. Efeito das variações de volume e pressão 
230
Fonte: Brown et al., 2016
Fatores que afetam o equilíbrio químico
3. A temperatura
Se a temperatura de um sistema em equilíbrio aumentar, o sistema reagirá como se um reagente 
fosse adicionado a uma reação endotérmica, ou um produto fosse adicionado a uma reação 
exotérmica, O equilíbrio se deslocará na direção que consome o “reagente em excesso”, ou seja, calor.
ΔH°r > 0 ΔH°r < 0
231
Fatores que afetam o equilíbrio químico
3. Efeito da temperatura
N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g) rH° > 0
1) Sentido endotérmico (H°r > 0) favorecido quando a temperatura é elevada. 
2) Sentido exotérmico (H°r < 0) será favorecido quando a temperatura for reduzida. 
ΔH°r > 0 ΔH°r < 0232
Fatores que afetam o equilíbrio químico
3. Efeito da temperatura [Co(H2O)6]
2+(aq) + 4 Cl-(aq) ⇌ [CoCl4]
2-(aq) + 6 H2O(l) H°r > 0 
Reação endotérmica - 
favoreceu o aumento da 
quantidade de produto. A 
constante de equilíbrio 
aumentou. 
Reação exotérmica - 
favoreceu o aumento da 
quantidade de reagente. A 
constante de equilíbrio 
diminuiu. 
Fonte: Brown et al., 2016 233
Efeito da altitude sobre a produção de hemoglobina
No nível da água do mar, a pressão parcial de oxigênio na atmosfera é 
suficiente para manter o equilíbrio da hemoglobina oxigenada (HbO2) no 
sangue.
Altas altitudes: a pressão parcial de O2 na atmosfera é menor.
 A hipóxia ou mal das alturas consiste na diminuição de O2 no sangue arterial.
Nessas condições, ocorrerá uma diminuição da concentração de HbO2 em 
equilíbrio no sangue.
234
Efeito da altitude sobre a produção de hemoglobina
Considere o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2 com a molécula de 
hemoglobina: 
Hb(aq) + O2(aq) ⇌ HbO2(aq) 
HbO2 (hemoglobina oxigenada, composto que transporta o O2 para os tecidos). 
A redução da concentração de O2 deslocará o equilíbrio para o sentido inverso.
Esta variação diminui a concentração de hemoglobina oxigenada, causando hipóxia.
Desde que se dê tempo suficiente, o corpo é capaz de se defender desta adversidade produzindo mais 
moléculas de hemoglobina.
O equilíbrio desloca-se então, gradualmente, no sentido dos produtos, favorecendo a produção de 
hemoglobina oxigenada.
]].[[
][
2
2
OHb
HbO
K =
Como o sistema irá reagir à redução da concentração de O2?
235
Efeito da presença de catalisador
Catalisador → promove a reação por um caminho com 
menor energia de ativação.
Catalisador aumenta tanto a velocidade da reação direta 
quanto da inversa e não afeta o valor numérico de K.
A constante de equilíbrio depende apenas da temperatura e 
do valor do G°r.
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
Fe/Al2O3/K2O
Fonte: Brown et al., 2016
Catalisador = Fe/Al2O3/K2O
sem catalisador
com catalisador
236
Exercício
Considere o seguinte equilíbrio: N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g) H°r = 58,0 kJ
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará quando cada uma das seguintes variações for feita no sistema 
em equilíbrio:
a) Adição de N2O4 b) Remoção de NO2
c) Aumento da pressão total pela adição de N2 d) Aumento do volume
 
e) Diminuição da temperatura f) Adição de catalisador
será deslocado para a direita será deslocado para a direita
não haverá deslocamento da posição de equilíbrio será deslocado para a direita
será deslocado para a esquerda não afeta a composição de equilíbrio 
237
- Eletrólitos fortes são os solutos que existem em solução completamente, ou quase completamente na 
forma de íons.
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) dissociação completa
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) ionização completa
 - compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes;
- Eletrólitos fracos são solutos que existem em solução principalmente na forma de moléculas neutras, 
com apenas uma pequena proporção na forma de íons.
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO
-(aq) + H+(aq) ionização parcial (~1%)
Relembrando eletrólitos fracos...
238
Fonte: Brown et al., 2016.
HClO4(aq) + H2O(l) → 
H3O
+(aq) + ClO4
‒(aq) 
H3CCOOH(aq) + H2O(l) ⇌ 
H3CCOO
−(aq) + H3O
+(aq)
239
Relembrando eletrólitos fracos...
Ácido: - substância ou íon capaz de doar prótons (íons hidrogênio) e que reage com base para formar 
sal e água. (HOUAISS, 2009)
 - uma entidade molecular ou espécie química capaz de doar um íon hidrogênio (H+) ou capaz de 
formar ligação covalente com um par de elétrons. (McNaught e Wilkinson, 2019)
240
Relembrando ácidos e bases...
Base: - substância que libera o íon hidroxila (OH‒) em solução aquosa; (HOUAISS, 2009) 
 - substância ou íon capaz de reagir com um próton (íon hidrogênio) para formar um novo 
composto; (HOUAISS, 2009) 
 - substância que reage com (ou neutraliza) ácidos para formar sal e água. (HOUAISS, 2009) 
 - uma espécie química ou entidade molecular tendo um par de elétrons disponível capaz de 
formar uma ligação covalente com um íon hidrogênio (H+) ou com um orbital vazio de outra espécie. 
(McNaught e Wilkinson, 2019)
241
Relembrando ácidos e bases...
Ácidos e bases fortes (eletrólitos fortes) e fracos (eletrólitos fracos):
242
Ácidos fortes Bases fortes
HCl – ácido clorídrico Hidróxidos dos metais do grupo 1A:
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHHBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico Hidróxidos dos metais mais pesados do grupo 2A:
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2HClO3 – ácido clórico
HClO4 – ácido perclórico
HNO3 – ácido nítrico
H2SO4 – ácido sulfúrico (primeira ionização)
Relembrando ácidos e bases...
Água como um ácido fraco e uma base fraca - Autoionização 
Uma das propriedades químicas mais importantes da água é a sua capacidade de atuar tanto como um 
ácido quanto como uma base de Brønsted–Lowry. 
243
A expressão da constante de equilíbrio para a autoionização da água é:
Kw é a constante do produto iônico da água.
Diz-se que uma solução em que [H+] = [OH-] é neutra.
Kc = [H3O
+][OH-]
Kw = [H3O
+][OH-] = [H+][OH-]
 = 1,0 x 10-14 (a 25 °C)
Água como um ácido fraco e uma base fraca - Autoionização 
244
Escala de pH
Por conveniência, portanto, geralmente expressamos [H+] em termos de pH, que é o logaritmo 
negativo na base 10 de [H+]:
Relações entre [H+], [OH-] e pH, a 25 oC:
pH = -log[H+]
Tipo de solução [H+] (mol L-1) [OH-] (mol L-1) pH
Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00
Neutra 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7 7,00
Básica < 1,0 x 10-7 > 1,0 x 10-7 > 7,00
Fonte: Brown et al., 2016.
245
Fonte: Brown et al., 2016
pOH = -log[OH-]
Kw = [H3O
+][OH-] = [H+][OH-]
 -log[H+] + (-log[OH-]) = -logKw
pH + pOH = 14,00 (a 25 °C)
T = 25 °C)
Escala de pH
246
Ácidos fracos
A maioria das substâncias ácidas são ácidos fracos, ou seja, quando em solução aquosa não se ionizam 
completamente (eletrólitos fracos).
HA(aq) + H2O(l) ⇌ A
-(aq) + H3O
+(aq)
ou 
HA(aq) ⇌ A-(aq) + H+(aq)
Ka=
H3O
+ [A−]
[HA]
Ka=
H+ [A−]
[HA]
Ka é a constante de acidez para o ácido HA.
Muitos ácidos fracos são compostos orgânicos contendo C, H e O. Tipicamente, átomos de H ligados a 
C não se ionizam enquanto átomos de H ligados a O são ácidos.
247
Ácidos fracos
A magnitude de Ka indica a tendência que o ácido tem de ionizar em água:
 quanto maior o valor de Ka mais forte é o ácido
Fonte: Brown et al., 2016
248
Cálculo de Ka a partir do pH
Um estudante preparou uma solução 0,10 mol L-1 de ácido fórmico, HCOOH, e descobriu que seu pH é 
2,38 a 25 °C. Calcule o valor de Ka do ácido fórmico, nessa temperatura.
HCOOH(aq) ⇌ HCOO-(aq) + H+(aq) Ka=
H+ [HCOO−]
[HCOOH]
Concentração inicial (mol L-1) 0,10 0 0
Variação na concentração (mol L-1) - 4,2 x 10-3 + 4,2 x 10-3 + 4,2 x 10-3
Concentração final (mol L-1) ~0,10 4,2 x 10-3 4,2 x 10-3
pH = - log[H+] 2,38 = - log[H+] 10(-2,38) = [H+] [H+] = 4,2 x 10-3 mol L-1
HCOOH(aq) ⇌ HCOO-(aq) + H+(aq)
Ka=
H+ [HCOO−]
[HCOOH]
Ka=
4,2 x 10−3 4,2 x 10−3
[0,10]
Ka = 1,8 x 10
-4
249
Percentual de ionização 
Assim como a magnitude de Ka, o percentual de ionização é outra maneira de medir a força de um 
ácido:
percentual de ionização =
concentração de HA ionizado
concentração original de HA
 x 100
Quanto mais forte for o ácido, maior será o percentual de ionização.
Geralmente pode-se considerar que a autoionização da água é negligenciável (pouco contribui para o 
pH da solução do ácido).
250
Cálculo do pH a partir do valor de Ka
Concentração inicial (mol L-1) 0,30 0 0
Variação na concentração (mol L-1) - x + x + x
Concentração final (mol L-1) 0,30 - x x x
x2 = 5,4 x 10-6 
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO
-(aq) + H+(aq)
Ka=
H+ [CH3COO
−]
[CH3COOH]
 = 1,8 x 10-5 Ka =
(x)(x)
(0,30 − x)
 = 1,8 x 10-5
Como Ka é muito pequeno, 
(0,30 – x) ≈ 0,30
Ka=
(x)(x)
(0,30)
 = 1,8 x 10-5 x = 2,3 x 10-3
[H+] = 2,3 x 10-3 mol L-1 pH = -log[H+] pH = - log(2,3 x 10-3) pH = 2,64
Calcule o pH (a 25 °C) e o percentual de ionização do ácido de uma solução de ácido acético 0,30 mol L-1 
(Ka = 1,8 x 10
-5).
x = 5,4 x 10−6
251
Cálculo do pH a partir do valor de Ka
Calcule o pH (a 25 °C) e o percentual de ionização do ácido de uma solução de ácido acético 0,30 mol L-1 
(Ka = 1,8 x 10
-5).
percentual de ionização =
concentração de HA ionizado
concentração original de HA
 x 100
percentual de ionização =
2,3 x 10−3
0,30
 x 100 0,77 %
252
Propriedades de soluções ácidas
As propriedades de uma solução ácida relacionadas diretamente à [H+] (ex.: condutividade elétrica, 
velocidade de reação com metal) são mens evidentes para uma solução de ácido fraco do que para 
uma solução de ácido forte de mesma concentração.
Fonte: Brown et al., 2016
253
Ácidos polipróticos 
Ácidos com mais de um átomo de H ionizável são polipróticos.
H2SO3(aq) ⇌ H
+(aq) + HSO3
-(aq) Ka1 = 1,7 x 10
-2
HSO3
-(aq) ⇌ H+(aq) + SO3
2-(aq) Ka2 = 6,4 x 10
-8
É sempre mais fácil remover o primeiro próton de um ácido poliprótico do que remover o segundo, e 
assim por diante...
Para a maioria dos ácidos polipróticos, Ka1 é maior do que as constantes de acidez subsequentes, de 
modo que H+(aq) na solução é resultado quase inteiramente da primeira reação de ionização (valores 
de K diferem por um fator ≥ 103).
254
Ácidos polipróticos 
Fonte: Brown et al., 2016
Ácido Fórmula Ka1 Ka2 Ka3
Ascórbico H2C6H6O6 8,0 x 10
-5 1,6 x 10-12
Carbônico H2CO3 4,3 x 10
-7 5,6 x 10-11
Cítrico H3C6H5O7 7,4 x 10
-4 1,7 x 10-5 4,0 x 10-7
Oxálico HOOC-COOH 5,9 x 10-2 6,4 x 10-5
Fosfórico H3PO4 7,5 x 10
-3 6,2 x 10-8 4,2 x 10-13
Sulfuroso H2SO3 1,7 x 10
-2 6,4 x 10-8
Sulfúrico H2SO4 Grande 1,2 x 10
-2
Tartárico C2H2O2(COOH)2 1,0 x 10
-3 4,6 x 10-5
255
Bases fracas 
Muitas substâncias se comportam como bases fracas em água:
B(aq) + H2O(l) ⇌ HB
+(aq) + OH-(aq) Kb=
[HB+][OH−]
[B]
Kb, a constante de basicidade, sempre se refere ao equilíbrio em que uma base reage com a H2O para 
formar o ácido conjugado correspondente e OH-. 
Bases neutras contendo um átomo com par de elétrons não ligantes (geralmente N) e ânions de ácidos 
fracos.
B = base
256
Bases fracas 
Base Fórmula estrutural Ácido conjugado Kb
Amônia (NH3) NH4
+ 1,8 x 10-5
Piridina (C5H5N) C5H5NH
+ 1,7 x 10-9
Hidroxilamina (HONH2) HONH3
+ 1,1 x 10-8
Metilamina (CH3NH2) CH3NH3
+ 4,4 x 10-4
Íon hidrogenossulfeto (HS-) H2S 1,8 x 10
-7
Íon carbonato (CO3
2-) HCO3
- 1,8 x 10-4
Íon hipoclorito (ClO-) HClO 3,3 x 10-7
Fonte: Brown et al., 2016 257
Relação entre Ka e Kb
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) Kb =
[NH4
+][OH−]
[NH3]
Ka =
[H+][NH3]
[NH4
+]
NH4
+(aq) ⇌ NH3(aq) + H
+(aq)
H2O(l) ⇌ OH
-(aq) + H+(aq) Ka x Kb =
[H+][NH3]
[NH4
+]
NH4
+ [OH−]
[NH3]
Ka x Kb = [H
+][OH-] = Kw
O produto da constante de dissociação de um ácido pela constante de basicidade de sua base 
conjugada é igual à constante de produto iônico da água 
Ka x Kb = [H
+][OH-] = Kw
258
pKa e pKb
Nomenclatura “p” para números muito pequenos:
p(qualquer número) = – log10(qualquer número)
pH = – log[H+]
pOH = – log[OH-]
pKa = – logKa 
pKb = – logKb
pKa + pKb = pKw = 14,00 (25 °C)
259
Propriedades ácido-base de soluções salinas
Íons também podem exibir propriedades ácidas ou básicas.
Muitos íons reagem com água para gerar H+(aq) ou OH-(aq), em um tipo de reação conhecida por 
hidrólise.
A-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH
-(aq)
Exemplo: Acetato de sódio (CH3COONa) dissolvido (dissociado) em água:
CH3COO
-(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH
-(aq) Kc = Kb =
[CH3COOH][OH
−]
[CH3COO
−]
Lembrando que para:
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO
-(aq) + H3O-(aq) Ka = 1,8 x 10
-5
Kb da base acetato (base conjugada do ácido acético):
Ka x Kb = Kw (1,8 x 10
-5) x Kb = 1,0 x 10
-14 Kb = 5,6 x 10
-10
260
Propriedades ácido-base de soluções salinas
HB+(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O
+(aq)
Exemplo: Cloreto de amônio (NH4Cl) dissolvido (dissociado) em água:
NH4
+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O
+(aq) Kc = Ka =
[NH3][H3O
+]
[NH4]
Muitos cátions metálicos reagem com a água e fazem o pH de 
uma solução aquosa diminuir:
Mn+(aq) + H2O(l) ⇌ M(OH)n(aq) + H
+(aq)
Cátion Ka
Fe2+ 3,2 x 10-10
Zn2+ 2,5 x 10-10
Ni2+ 2,5 x 10-11
Fe3+ 6,3 x 10-3
Cr3+ 1,6 x 10-4
Al3+ 1,4 x 10-5
261
Propriedades ácido-base de soluções salinas
Para determinar se um sal forma uma solução ácida, básica ou neutra quando dissolvido em água, 
devemos considerar a ação do cátion e do ânion:
1. Se o sal tiver um cátion que não reage com água e um ânion que não reage com água, espera-se que 
o pH seja neutro:
 ânion = base conjugada de um ácido forte
 cátion = cátions do grupo 1A ou Ca2+, Sr2+ e Ba2+
2. Se o sal tiver um ânion que reage com água para produzir OH-(aq) e um cátion que não reage com 
água, espera-se que o pH seja básico.
 ânion = base conjugada de um ácido fraco
 cátion = cátions do grupo 1A ou Ca2+, Sr2+ e Ba2+
262
Propriedades ácido-base de soluções salinas
3. Se o sal tiver um cátion que reage com água para produzir H+(aq) e um ânion que não reage com 
água, espera-se que o pH seja ácido.
cátion = ácido conjugado de uma base fraca ou cátion pequeno com uma carga maior ou igual a 
2+
4. Se o sal tiver um ânion e um cátion capazes de reagir com água, íons OH-(aq) e H+(aq) são 
produzidos, e a solução pode ser então, ácida, básica ou neutra, dependendo das capacidades relativas 
dos íons em reagir com água.
 Ex: NH4CH3COO, NH4ClO, CrF3, Al(CH3COO)3 
263
Exercícios
15.15 Escreva a expressão para Kc em relação às seguintes reações. Em cada caso, indique se se a 
reação é homogênea ou heterogênea.
(a) 3 NO(g) ⇌ N2O(g) + NO2(g)
(b) CH4(g) + 2 H2S(g) ⇌ CS2(g) + 4 H2(g)
(c) Ni(CO)4(g) ⇌ Ni(s) + 4 CO(g)
(d) HF(aq) ⇌ H+(aq) + F-(aq)
(e) 2 Ag(s) + Zn2+(aq) ⇌ 2 Ag+(aq) + Zn(s)
(f) H2O(l) ⇌ H
+(aq) + OH-(aq)
(g) 2 H2O(l) ⇌ 2 H
+(aq) + 2 OH-(aq) 
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 15).
264
15.17 Quando as seguintes reações atingem o equilíbrio, a mistura no equilíbrio contém, 
principalmente, reagentes ou produtos?
(a) N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g) Kp = 1,5x10
-10
(b) 2 SO2(g) + 2 O2(g) ⇌ 2 SO3(g) Kp = 2,5x10
9
15.19 Qual das seguintes afirmações são verdadeiras e quais são falsas? 
(a) A constante de equilíbrio nunca pode ser um número negativo.
(b) Em reações que representamos como uma seta única a constante de equilíbrio tem um valor muito 
próximo de zero.
(c) À medida que o valor da constate de equilíbrio aumenta, a velocidade com que uma reação atinge o 
equilíbrio também aumenta. 
265
Exercícios
15.23 A constante de equilíbrio para a reação:
2 NO(g) + Br2(g) ⇌2 NOBr(g)
É Kc = 1,3 x 10
-2 a 1000 K.
(a) A essa temperatura, o equilíbrio favorece NO e Br2 ou NOBr?
(b) Calcule Kc para 2 NOBr(g) ⇌ 2 NO(g) + Br2(g).
(c) Calcule Kc para NOBr(g) ⇌ NO(g) + ½ Br2(g).
15.27 Os seguintes equilíbrios foram alcançados a 823 K:
CoO(s) + H2(g) ⇌ Co(s) + H2O(g) Kc = 67
CoO(s) + CO(g) ⇌ Co(s) + CO2(g) Kc = 490
Com base neles, calcule a constante de equilíbrio para:
H2(g) + CO2(g) ⇌ CO(g) + H2O(g) a 823 K
266
Exercícios
15.29 O óxido de mercúrio(I) se decompõe em mercúrio elementar e oxigênio elementar: 2 Hg2O(s) ⇌ 
4 Hg(l) + O2(g). (a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para essa reação em termos de 
pressões parciais. (b) Suponha que você realiza essa reação em um solvente, que dissolva o mercúrio 
elementar e o oxigênio elementar. Reescreva a expressão da constante de equilíbrio em termos de 
molaridade para a reação, usando (solv) para indicar a solvatação.
15.31 O metanol (CH3OH) é produzido comercialmente pela reação catalisada do monóxido de carbono 
com o hidrogênio: CO(g) + 2 H2(g) ⇌ CH3OH(g). Descobre-se que uma mistura em equilíbrio, em um 
recipiente de 2,00 L, contém 0,0406 mol de CH3OH, 0,170 mol de CO e 0,302 mol de H2 a 500 K. 
Calcule Kc a essa temperatura.
267Exercícios
15.35 Uma mistura de 0,10 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,10 mol de H2O é colocada em um 
recipiente de 1,0 L a 300 K. O seguinte equilíbrio é estabelecido: 
2 NO(g) + 2 H2(g) ⇌ N2(g) + 2 H2O(g)
No equilíbrio [NO] 0,062 mol L-1. (a) Calcule as concentrações de H2, N2 e H2O no equilíbrio. (b) Calcule 
Kc.
15.41 (a) Se Qc < Kc, em que direção uma reação vai prosseguir para atingir o equilíbrio? (b) Que 
condição deve ser satisfeita para que Qc = Kc.
15.47 A 1285 °C, a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) ⇌ 2 Br(g) é Kc = 1,04 x 10
-3. Um frasco 
de 0,200 L que contém uma mistura em equilíbrio dos gases tem 0,245 g de Br2(g). Qual é a massa de 
Br(g) no frasco?
268
Exercícios
15.59 O metano, CH4, reage com o I2 de acordo com a reação:
CH4(g) + I2(g) ⇌ CH3I(g) + HI(g)
A 630 K, o Kp dessa reação é 2,26 x 10
-4. A reação foi estabelecida a 630 K com pressões parciais iniciais 
de metano de 105,1 torr e de 7,96 torr para o I2. Calcule as pressões, em torr, de todos os reagentes e 
produtos no equilíbrio.
15.61 Considere o seguinte equilíbrio para ΔH < 0:
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
De que forma cada uma das seguintes alterações vai afetar uma mistura em equilíbrio dos três gases: 
(a) O2(g) for adicionado ao sistema; (b) a mistura reacional for aquecida; (c) o volume do recipiente de 
reação for duplicado; (d) um catalisador for adicionado à mistura; (e) a pressão total do sistema for 
aumentada pela adição de um gás nobre; (f) o SO3(g) for removido do sistema.
269
Exercícios
15.93 Considere a reação:
 IO4
-(aq) + 2 H2O(l) ⇌ H4IO6
-(aq) Kc = 3,5 x 10
-2
Se você partir de 25,0 mL de uma solução de NaIO4 0,905 mol L
-1, e em seguida diluí-la com água a 
500,00 mL, qual será a concentração de H4IO6
- no equilíbrio?
16.14 (exercício resolvido) A solubilidade do CO2 na água a 25 °C e 0,1 atm é 0,0037 mol L
-1. A prática 
comum é assumir que todo o CO2 dissolvido está na forma de ácido carbônico, H2CO3, produzido na 
seguinte reação:
CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
Qual é o pH de uma solução de 0,0037 mol L-1 de H2CO3?
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 16).
270
Exercícios
16.15 (exercício resolvido) Calcule a concentração de OH-(aq) em uma solução de NH3 0,15 mol L
-1.
16.16 (exercício resolvido) Uma solução preparara mediante a adição de hipoclorito de sódio sólido, 
NaClO, em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução tem um pH de 10,50. Calcule a quantidade 
de substância (em mol) de NaClO usada para preparar a solução.
16.17 (exercício resolvido) Calcule (a) Kb para o íon fluoreto e (b) Ka para o íon amônio.
16.18 (exercício resolvido) Determine se as soluções aquosas de cada um dos seguintes sais são ácidas, 
básicas ou neutras:
(a) Ba(CH3COO)2 (b) NH4Cl (c) CH3NH3Br (d) KNO3 (e) Al(ClO4)3
(Brown et al. Química: a ciência central, 13 ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2016, Capítulo 16).
271
Exercícios
16.19 (exercício resolvido) Preveja se o sal Na2HPO4 forma uma solução ácida ou básica, quando 
dissolvido em água.
16.19 (a) O íon hidrogenossulfito, HSO3
-, é anfiprótico. Escreva a equação química balanceada 
mostrando a sua atuação como ácido em relação à água, e outra equação que mostre a sua atuação 
como base em relação à água. (b) Qual é o ácido conjugado de HSO3
-? Qual é a sua base conjugada?
272
Exercícios
16.25 Preveja os produtos das seguintes reações ácido-base e verifique se o equilíbrio está deslocado 
para a esquerda ou para a direita da equação:
(a) O2-(aq) + H2O(l) ⇌
(b) CH3COOH(aq) + HS
-(aq) ⇌
(c) NO2
-(aq) + H2O(l) ⇌
16.31 Na temperatura de solidificação da água (0 °C), Kw = 1,2 x 10
-15. Calcule [H+] e [OH-] para uma 
solução neutra a essa temperatura.
16.33 Para variações de pH de (a) 2,00 unidades e (b) 0,5 unidades, qual é a variação de [H+]?
273
Exercícios
16.37 O pH médio do sangue arterial normal é igual à 7,40. À temperatura normal do corpo (37 °C) Kw 
= 2,4 x 10-14. Calcule [H+], [OH-] e o pOH do sangue a essa temperatura.
16.43 Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções de ácido forte:
(a) HBr 8,5 x 10-3 mol L-1
(b) 1,52 g de HNO3 em 575 mL de solução
(c) 15,00 mL de HClO4 0,250 mol L
-1 diluídos a 50,0 mL
(d) Uma solução formada pela mistura de 10,0 mL de HBr 0,100 mol L-1 e 20,0 mL de HCl 0,200 mol L-1.
274
Exercícios
16.51 O ácido láctico (CH3CH(OH)COOH) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de ácido láctico 0,10 
mol L-1 tem um pH igual a 2,44. Calcule Ka.
16.53 O ácido cloroacético (ClCH2COOH), em uma solução de 0,100 mol L
-1, apresenta ionização de 
11,0 %. Com base nesta informação calcule [ClCH2COO
-], [H+], [ClCH2COOH] e Ka para o ácido 
cloroacético.
16.73 Efedrina, um estimulante do sistema nervoso central, é utilizada em sprays nasais como um 
descongestionante. Esse composto é uma base orgânica fraca.
C10H15ON(aq) + H2O(l) ⇌ C10H15ONH
+(aq) + OH-(aq)
Uma solução de efedrina 0,0359 mol L-1 tem pH igual a 11,33. (a) Quais são as concentrações de 
equilíbrio de C10H15ON, C10H15ONH
+ e OH-? (b) Calcule a Kb da efedrina.
275
Exercícios
16.83 Preveja se soluções aquosas dos seguintes compostos são ácidas, básicas ou neutras:
(a) NH4Br
(b) FeCl3
(c) Na2CO3
(d) KClO4
(e) NaHC2O4 (hidrogeno-oxalato de sódio)
16.93 Se uma substância for uma base de Arrhenius, ela é necessariamente uma base de Bronsted-
Lowry? Ela é necessariamente uma base de Lewis?
16.97 Preveja qual membro de cada par produz a solução aquosa mais ácida. (a) K+ ou Cu2+, (b) Fe2+ ou 
Fe3+, (c) Al3+ ou Ga3+.
276
Exercícios
Respostas
15.15 (a) Kc = [N2O][NO2]/[NO]3, homogênea; 
(b) Kc = [CS2][H2]
4/[CH4][H2S]
2, homogênea;
(c) Kc = [CO]
4/[Ni(CO)4], heterogênea; 
(d) Kc = [H
+][F-]/[HF], homogênea; 
(e) Kc = [Ag
+]2/[Zn2+], heterogênea; 
(f) Kc = [H
+][OH-], homogênea; 
(g) Kc = [H
+]2[OH-]2; homogênea.
15.17 (a) Principalmente reagentes; (b) 
principalmente produtos.
15.19 (a) Verdadeira; (b) falsa; (c) falsa.
15.23 (a) O equilíbrio favorece NO e Br2 a essa 
temperatura;
(b) Kc = 77; (c) Kc = 8,8. 
15.27 Kc = 0,14.
15.29 (a) Kp = PO2; (b) Kc = [Hg(solv)]
4[O2(solv)]. 
15.31 Kc = 10,5. 
15.35 (a) [H2] = 0,012 mol L
-1, [N2] = 0,019 mol L
-1, 
[H2O] = 0,138 mol L
-1; 
(b) Kc = 653,7.
15.41 (a) Para a direita. 
(b) As concentrações usadas para calcular Q devem 
ser concentrações de equilíbrio.
15.47 [Br2] = 0,00767 mol L
-1, [Br] = 0,00282 mol L-1.
 0,0451 g de Br(g).
15.59 (a) PCH3I = PHI = 0,422 torr, PCH4 = 104,7 torr, PI2 = torr. 
15.61 (a) Desloca o equilíbrio para a direita; 
(b) diminui o valor de K; 
(c) desloca o equilíbrio para a esquerda;
(d) sem efeito; 
(e) sem efeito; 
(f) desloca o equilíbrio para a direita.
15.93 Em equilíbrio, [H4IO6
-] = 0,0015 mol L-1.
16.14 (exercício resolvido) pH = 4,40
16.15 (exercício resolvido) [OH-] = 1,6 x 10-3 mol L-1
16.16 (exercício resolvido) 0,62 mol de NaClO
16.17 (exercício resolvido) (a) 1,5 x 10-11, (b) 5,6 x 10-10
16.18 (exercício resolvido) (a) básica, (b) ácida, (c) neutro, 
(d) neutro, (e) ácida
16.19 (exercício resolvido) a solução é básica.
16.19 
(a) Ácido: HC2O4
-(aq) + H2O(l) ⇌ C2O4
2-(aq) + H3O
+(aq); 
base: HC2O4
-(aq) + H2O(l) ⇌ H2C2O4(aq) + OH
-(aq). 
(b) H2C2O4 é o ácido conjugado de HC2O4
-. C2O4
2- é a base 
conjugada de HC2O4
-.
16.25 (a) OH-(aq) + OH-(aq), o equilíbrio está à direita. 
(b) H2S(aq) + CH3COO
-(aq), o equilíbrio está à direita. 
(c) HNO3(aq) + OH
-(aq), o equilíbrio está à esquerda.
16.31 [H+] = [OH-] = 3,5 x 10-8 mol L-1 
16.33 (a) [H+] varia por um fator de 100. 
(b) [H+] varia por um fator de 3,2.
16.37 [H+] = 4,0 x 10-8 mol L-1, [OH-] = 6,0 x 10-7 mol L-1, pOH = 
6,22.
16.43 (a) [H+] = 8,5 x 10-3 mol L-1, pH = 2,07; 
(b) [H+] = 0,0419 mol L-1, pH = 1,377; 
(c) [H+] = 0,0250 mol L-1, pH = 1,602; 
(d) [H+] = 0,167 mol L-1, pH = 0,778.
16.51 Ka = 1,4 x 10
-4.
16.53 [H+] = [ClCH2COO
-] = 0,0110 mol L-1, [ClCH2COOH] = 0,089 
mol L-1, Ka = 1,4x 10
-3.
16.73 (a) [C10H15ON] = 0,033 mol L
-1, [C10H15ONH
+] = [OH+] = 2,1 x 
10-3 mol L-1; 
(b) Kb = 1,4 x 10
-4.
16.83 (a) Ácida; (b) ácida; (c) básica; (d) neutra; (e) ácida. 
16.93 Sim. Qualquer substância que se encaixe na estreita 
classificação de Arrhenius vai se encaixar nas classificações mais 
amplas de Bronsted e Lewis para uma base.
16.97 (a) Cu2+, maior carga catiônica; (b) Fe3+, maior carga 
catiônica; (c) Al3+, menor raio do cátion, mesma carga. 277
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