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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
IC 667 - QUÍMICA ANALÍTICA I 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
 
(Desvendando a metodologia de cálculo, a representação gráfica no estudo do equilíbrio químico em 
solução aquosa e a estequiometria de soluções em solução aquosa) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Texto de apoio bibliográfico 
Cristina Maria Barra 
2023 
 
 
 
IC 667 – Texto de Apoio Bibliográfico UFRRJ – Prof. Cristina Maria Barra 
 
AULA 01 1
EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÕES AQUOSAS 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
 Até onde uma reação química acontece? O que é o estado equilíbrio? Todos já 
estudaram que a reação pode ser completa (quase), de tal modo que quase nenhum traço 
remanescente de material de partida pode ser detectado. Ou o inverso, em que a reação 
quase não acontece, e apenas traços de produtos detectáveis são formados. A extensão 
com que a reação acontece pode depender de muitas condições experimentais, incluindo a 
temperatura, a pressão, a identidade e as propriedades do solvente, a natureza e a 
concentração de qualquer eletrólito presente, a acidez da solução, etc. 
 
 Algumas reações são quase instantâneas, enquanto outras se arrastam por dias ou 
séculos. Porém, independentemente de quão complicado seja o mecanismo da reação, as 
propriedades do sistema em equilíbrio são independentes do caminho que percorrem as 
substâncias reagentes para converter-se em produto da reação. Daí tem-se o estado de 
equilíbrio, determinada pela razão entre produtos e reagentes, para o sistema reacional a 
partir da reação total (Lei de ação das massas). 
 
 Esta razão é denominada constante de equilíbrio, e se refere somente ao estado final 
do sistema, denominado de estado de equilíbrio. 
 
 Na Tabela 1 têm-se exemplos típicos de reações em equilíbrio em solução aquosa e 
suas respectivas constantes de equilíbrio, e que são estudadas em Química Analítica. 
 
 Destas classes, apenas o equilíbrio ácido-base será abordado na Química Analítica I, 
em toda a sua extensão, pois pode ser estudado de forma independente das demais classes 
de equilíbrio. Os outros equilíbrios serão abordados em Química Analítica II. São eles os 
equilíbrios de complexação, de solubilidade e de oxidação-redução, que, geralmente, são 
acompanhados de reações ácido-base. 
 Por exemplo, em equilíbrios de solubilidade, raramente pode se aplicar equilíbrio de 
solubilidade para um composto pouco solúvel em água, sem levar em conta os outros 
equilíbrios, que sempre estão presentes. Os exemplos de equilíbrio de solubilidade de sais 
pouco solúveis que não reagem com água e nem formam complexos, são poucos, tal como: 
BaSO4, SrSO4, PbSO4, que são exemplos raros, em que o equilíbrio de solubilidade pode 
ser estudado isoladamente. A solubilidade do AgCl, por exemplo, composto normalmente 
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AULA 01 2
utilizado como introdução ao estudo da solubilidade, em um cálculo mais exatos, é 
acompanhada de uma fraca formação de cloro-complexos de prata em soluções clorídricas, 
quando predomina o íon comum Cl-, como vai se poder verificar no estudo do equilíbrio de 
solubilidade envolvendo a formação de complexos. O equilíbrio de oxidação-redução, da 
mesma forma, na maioria dos casos, também deve ser estudado considerando equilíbrios 
simultâneos de solubilidade e de formação de íons complexos. 
 
 
Tabela 1 – Exemplos de diferentes reações em equilíbrio e suas respectivas constantes de 
equilíbrio. 
 
 
Assim, neste texto, o estudo do equilíbrio iônico em solução aquosa deverá ser 
abordado, na medida do possível, como um conjunto de equilíbrios simultâneos no qual 
serão consideradas as diferentes condições de equilíbrio e as relações entre as 
concentrações das espécies, de acordo com as constantes dos equilíbrios envolvidos. A 
metodologia mais apropriada para os cálculos de equilíbrio iônico em solução aquosa, 
consiste no tratamento matemático, que estabelece um sistema de várias equações para 
igual ou menor número de incógnitas, calculando-se todas as incógnitas que, por sua vez, 
devem satisfazer simultaneamente todas as equações matemáticas estabelecidas. 
 
Após este entedimento, poderemos usar as equações aproximadas, que vão ser 
utilizadas corriqueiramente, mas com critério. 
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AULA 01 3
 Outro aspecto fundamental que será abordado é conhecer como o efeito eletrolítico 
(força iônica ou efeito salino) afeta os sistemas de equilíbrio contêm concentrações iônicas 
acima de 0,01 mol L-1, em razão das interações interiônicas de natureza eletrostática (forças 
de dispersão), interações íon-solvente e formação de pares iônicos, que deve ser 
considerado, de modo a tornar os cálculos mais reais, ou seja, mais aplicáveis na previsão 
do comportamento experimental. 
 
 Nesse texto também vai ser abordada a representação gráfica do equilíbrio, que é uma 
ferramenta poderosa para a solução de problemas de equilíbrio. 
 
 Esses diagramas servem para a análise de predominância das espécies em 
determinado equilíbrio, em função das reações químicas, de acordo com o meio reacional. 
Serão estudados alguns diagramas simples, construídos com base nas relações entre 
concentrações das diferentes espécies, obtidas através das constantes e relações gerais 
dos equilíbrios considerados (as mesmas consideradas no método matemático). 
 
 Na parte final da disciplina vai se estudar como aplicar o equilíbrio em solução em 
titulações ácido-base, escolha de indicadores, erro de titulação e aplicações desse equilíbrio 
em volumetria ácido-base. 
 
 Este texto compilado em vários capítulos (aulas) tem a finalidade de subsidiar o 
estudante no estudo do equilíbrio químico em solução aquosa, e foi baseado nas referências 
bibliográficas citadas. Este texto é uma ferramenta que ajudará os estudos ao longo deste 
curso. Seja crítico!!! 
 
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AULA 01 4
AULA 01 
EFEITO ELETROLÍTICO SOBRE O EQUILÍBRIO QUÍMICO EM 
SOLUÇÃO AQUOSA (EQUILÍBRIO IÔNICO). 
TEORIA CLÁSSICA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 A Teoria Clássica e a Teoria Moderna, neste texto, abordam sucintamente como os 
pesquisadores, através da compreensão de observações experimentais e conhecimento 
de química e/ou física, desenvolveram teorias de como uma substância (molécula ou íon) 
se comporta em solução aquosa, e estimaram as constantes de equilíbrio de diversos 
compostos em solução. 
 
SOLUÇÕES EM MEIO AQUOSO/ÁGUA 
 
A água é uma substância extremamente importante para a manutenção da vida no 
planeta. Ela faz parte do corpo de todos os organismos vivos, transporta substâncias, 
garante a realização de diversas reações químicas. 
 
É composta por um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio (H2O) que se ligam 
por meio de ligações covalentes. É uma molécula polar, em virtude da presença de um 
ângulo de 104,5° entre as ligações O-H. E, uma molécula de água liga-se à outra molécula 
de água por meio de ligações de hidrogênio. 
 
A água é o solvente universal e mais disponível na Terra; é facilmente purificada e não 
é tóxica. 
 
No organismo humano, a água dissolve substâncias que se tornam disponíveis para 
as reações químicas. Além disso, a água transporta substâncias pelo corpo (plasma 
sanguíneo), ajuda a absorver impactos, como é o caso do saco amniótico que protege o 
bebê, lubrifica estruturas do corpo, garante a manutenção da temperatura, por meio da 
produção do suor, ajuda a excretar substâncias tóxicas e em excesso, entre outras funções. 
A importância do estudo das soluções aquosas se deve a fatores, tais como: 
ocorrência comum de soluções aquosas na natureza e o fato de processos vitais ocorrerem 
em solução aquosa;e, além disto, a solução aquosa é um meio extremamente conveniente 
para se conduzir reações químicas de modo controlado. 
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AULA 01 5
A solução aquosa é uma mistura homogênea quando se dissolve uma substância 
(soluto) em água (solvente em que se está fazendo a dissolução) e o interesse é a interação 
dessa substância (íons ou moléculas) com a solução. No caso de se ter uma mistura 
heterogênea, em que uma determinada substância possa estar parcialmente dissolvida na 
água, o interesse ainda é a interação dessa substância (íons ou moléculas) com a solução. 
 
O equilíbrio químico, principalmente em solução aquosa, é um fenômeno presente em 
inúmeros sistemas químicos, sendo de grande interesse deter o conhecimento em diferentes 
áreas, tais como a Química Analítica, Química Ambiental, Química Farmacêutica, Química 
Tecnológica etc. 
 
Em meados do século XIX foram iniciados os primeiros estudos da interação entre 
íons e/ou moléculas com a água. Esses estudos envolveram as propriedades coligativas 
(eletrólito e não eletrólito) e a condutividade elétrica (eletrólito forte ou fraco) em solução 
aquosa. 
 
As medidas da variação das propriedades coligativas (coletivas) (diminuição da 
pressão de vapor e da temperatura de fusão, aumento da temperatura de ebulição e 
pressão osmótica), quando uma substância (soluto) é adicionada à água pura. O tipo de 
soluto influencia na variação da propriedade coligativa, diferenciando e classificando as 
soluções em grupos muito importantes. 
 
A variação das propriedades coligativas diferenciou soluções moleculares (somente 
moléculas em solução) de soluções iônicas (soluções que formavam muito ou pouco íons 
em solução), somente pela adição da substância e medida da propriedade coligativa. 
 
A variação das propriedades coligativas em soluções iônicas, aliada às medidas de 
condutividade elétrica de soluções contendo eletrólitos formaram a base da Teoria Clássica 
da Dissociação Eletrolítica. 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES MOLECULARES E IÔNICAS 
 
 A variação nas Propriedades Coligativas ocorre quando se adiciona um soluto 
(molécula ou íon) à água. Esta variação nas propriedades coligativas depende única e 
exclusivamente do número de partículas (ou seja, número de mols de moléculas ou íons em 
uma reação). É importante informar que 1 mol de Na+, ou 1 mol de Ba2+, ou 1 mol de CH3OH 
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AULA 01 6
dispersos em 1,0 litro ( ou 1 kg) de água, que tem a mesma concentração igual a 1,0 molal 
(1,0 mol de soluto/kg de água), tem o mesmo número de partículas ou mol, independente da 
natureza (massa) do soluto. 
 
 Este fato foi verificado experimentalmente, indicando que o número de mol de 
partículas que está na solução é que irá influenciar na variação das propriedades 
coligativas daquela solução. 
 
 Para ilustrar com mais detalhes que é o número de partículas na solução e não a 
natureza que afeta as propriedades coligativas, na Tabela 1 estão algumas propriedades 
coligativas da água pura (1 kg) e a da solução aquosa resultante quando é adicionado 1,0 
mol de glicose (não eletrólito), 1 mol de NaCl e 1mol de HCl 95% ionizado à água. Como a 
glicose é um composto molecular (não-eletrólito), tem-se 1 mol de partículas de moléculas 
de glicose, 2 mols de íons (Na++Cl-), e 1,95 mols de íons (H3O++Cl-) 
 
Tabela 1 – Variação de temperatura de fusão e ebulição quando se adiciona diferentes tipos de 
substâncias à 1,0 L de água pura. Todas as soluções são 1 molal. 
 
 
Propriedade 
coligativa 
 
Água 
(1 kg) 
C6H12O6 
(180 g 
glicose kg-1) 
NaCl 
(58,5 g 
NaCl kg-1) 
HCl 95% 
ionizado 
(36,5 g kg-1) 
Kebulição/fusão 
(relacionado a 1 mol 
de partícula kg-1 
Tebulição 100oC 10,52oC 101,02oC 0,9945 oC +0,52oC 
Tfusão 0oC -1,86oC -3,73oC -3,627 oC -1,86oC 
Observação: molal = massa(g) de soluto/MM (g/mol) x kg-1 de água 
 
 
1) Ao repetir a mesma experiência com o soluto metanol, ou sacarose, ou qualquer outra 
molécula (na mesma concentração), que não consegue se ionizar, a variação na 
temperatura de ebulição será a mesma (0,52oC), e é denominada de constante 
ebulioscópica. Essas soluções são denominadas de soluções moleculares. Idem para todas 
as outras propriedades coligativas. 
 
2) Ao repetir a mesma experiência com o NaCl, ou KBr, ou qualquer composto iônico com 
carga +/-1, tal como cloreto de sódio ou cloreto de magnésio (na mesma concentração), o 
que se observa experimentalmente é que a variação nas propriedades coligativas nessas 
soluções é aproximadamente 2 e 3 vezes maior, respectivamente, que na solução molecular. 
Isto é devido ao composto se dissociar em íons. No caso do NaCl, eletrólito Forte, se dissocia 
totalmente em dois íons (duas partículas) e MgCl2 se dissocia em três íons (3 partículas). 
Essas soluções são denominadas de soluções iônicas. 
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AULA 01 7
 
Como conclusão, tem-se que a variação nas propriedades coligativas é proporcional ao 
número de partículas. 
 
 Na prática, a dissociação pode não ser completa, porque em uma solução mais 
concentrada têm-se menos moléculas de água disponíveis para a dissociação completa. 
Assim, para soluções mais concentradas, tem-se que incluir este efeito, que é a fração de 
partículas que estão dissociadas, quando a dissociação não é completa (grau de 
dissociação – Teoria de Arrhenius). Com base em observações experimentais, Van’t Hoff 
propôs um fator de correção, denominado i, no cálculo das propriedades coligativas, que 
corrige a variação na propriedade coligativa, quando a dissociação não é completa. Na 
equação 1, utilizada para o cálculo de variação da temperatura de ebulição da água, está 
incluído o fator de Van’t Hoff. 
Tebulição=imKebulição (equação 1) 
Onde: 
m – molalidade ou molal (mol kg-1) 
Kebulição – constante ebulioscópica (para água pura Keb=0,51°C kg mol-1) 
i – fator de Van’t Hoff 
 
O Fator de Van’t Hoff (i) tem o mesmo princípio do grau de dissociação já aprendido na 
Química Analítica I, e seu valor empírico é utilizado analisar e comprovar os efeitos 
coligativos em diferentes soluções mais concentradas. É definido como “a relação feita 
(razão) entre o número total de partículas finais em relação ao número de partículas iniciais 
nas soluções”. 
i=1+(q–1) (equação 2) 
Onde: 
 - grau de dissociação 
q - número de partículas liberadas na dissociação 
Exemplo: sacarose (C12H22O11) 1,0 molal 
 C12H22O11(s) + água C12H22O11(aq) 
Início: 1 0 
Final: 0 1 } 1 partículas (mol) 
 
- Aplicando o fator de Van’t Hoff: 
i = número total de partículas finais /número de partículas iniciais nas soluções 
i = 1/1 = 1 
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AULA 01 8
(equação 1) tem=se: Tebulição= 0,51°C. 
Ou, aplicando o fator de Van’t Hoff, incluindo a fração alfa, tem-se: 
i =1+(q–1) (equação 2) 
i =1+(1–1) (equação 2) 
i =1 
Assim, para a sacarose, que é uma solução molecular (não há dissociação em íons - =0), 
ou seja, a quantidade de moléculas dissolvidas é a mesma de moléculas adicionadas. 
(equação 2) i =1 (equação 1) Tebulição= 0,51°C. 
 Em soluções iônicas há dissociação em íons, daí o fator de Van’t Hoff ser diferente de 
1, pois dependendo do número de íons liberados na solução final (q), i irá aumentar. É 
Também interessante, aplicar e entender a equação (2) que inclui o grau de dissociação 
alfa. 
Exemplo: 1,0 mol NaCl em 1,0 L (1000g) de água, tem-se: NaCl 1,0 molal 
Na solução final, sendo o NaCl um sólido iônico, se dissocia totalmente dando 1,0 mol de 
partículas de Na+ e 1,0 mol de partículas de Cl-, conforme mostra a equação de dissociação 
do sal abaixo: 
 NaCl→ Na+
(aq)+Cl-(aq) 
Início: 1 
Final: 0 1 + 1 } 2 partículas (mols) 
- Aplicando o fator de Van’t Hoff, tem-se o mesmo resultado. 
i=número total de partículas finais/número total de partículas iniciais 
i=2/1=2 
- Aplicando o fator de Van’t Hoff, tem-se o mesmo resultado. 
i=1+(q-1)=1+1(2-1)=2 (onde q é número de partículas na solução final). 
Tebulição=imKebulição=2x1x0,51=1,02oC 
 
Observação 1: NaCl está 100% dissociada - =1. 
Observação 2: nem todas as soluções iônicas estão completamente dissociadas, daí o grau 
de dissociação pode ser menor 1 (oudessas medidas foram 
surpreendentemente acuradas, e têm sido verificadas que estão corretas por estudos 
𝐾 =
[𝐾 ][𝐶𝑙 ]
[KCl]
 
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AULA 01 13 
modernos que utilizam as técnicas mais sofisticadas. Observando com mais detalhes a 
condutividade de soluções de eletrólitos: 
CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SOLUÇÕES CONTENDO ELETRÓLITOS. 
 
 É fundamental, para a teoria dos eletrólitos, verificar a influência da variação da 
condutividade ou condutância de certa massa de eletrólito com a diluição. A condutância 
específica de uma solução contendo eletrólitos depende da quantidade de íons presentes, 
e, portanto, varia com a concentração. Quando se dilui uma solução contendo um eletrólito, 
a condutividade específica ou condutância específica diminui, pois na solução há menos 
íons por mL (cm3) para conduzir a corrente elétrica. 
 A condutância específica ou condutividade específica, k (equação 3), é o inverso da 
resistência (R) quando se aplica uma corrente elétrica a um condutor (célula eletrolítica 
contendo dois eletrodos de área A de 1cm2 por uma distância l de 1cm) que está imerso em 
uma solução eletrolítica de concentração molar C. Esta medida é feita com um 
condutivímetro, e k é diretamente proporcional à distância, l, do condutor (em cm) e 
inversamente proporcional à área (A) dada em cm2. 
 
AxR
l
K  (equação 3) 
 
Onde: 
k – condutância ou condutividade específica (ohm-1cm-1 ou Scm-1, onde: S=Siemens) 
R – resistência (ohm); 
l – comprimento (cm); 
A – área (cm2) 
Quando A=1cm2 e l =1cm, tem-se que: k=1/R 
 
 A condutância específica da solução de um eletrólito é função da concentração deste 
eletrólito. Para um eletrólito forte, a condutância específica diminui marcadamente com a 
diluição (diminuição da concentração do eletrólito implica em diminuição da condutividade). 
Abaixo tem-se alguns valores experimentais, que, se colocados em um gráfico, pode se 
observar que, partindo de soluções mais diluídas para as mais concentradas, k aumenta 
quase que proporcionalmente com o aumento da concentração. 
 
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AULA 01 14 
Os dados a seguir são referentes às soluções de KCl, a 25°C: 
C (mol/L) 0,0001 0,0010 0,010 0,10 1,0000 
K (S cm-1) 0,000015 0,00015 0,001413 0,01289 0,1119 
 
 Em contrapartida, as condutâncias específicas dos eletrólitos fracos aumentam 
gradualmente e não proporcionalmente, com o aumento da concentração. 
 
Os dados a seguir são referentes às soluções de HAc, a 25oC: 
C (mol/L) 0,0001 0,0010 0,010 0,10 1,0000 
*K (Scm-1) - 0,00012 0,00025 0,000476 0,00015 
Observação: *A condutância específica do HAc foi estimada com base na condutância molar da 
Figura 4. 

 Em ambos os casos, o aumento da condutância específica é devido ao aumento do 
número de íons por volume da solução (concentração molar). 
 Com os eletrólitos fortes, o número de íons por unidade de volume aumenta na 
proporção da concentração; cabe observar que em soluções muito mais concentradas, a 
não-linearidade no aumento de k com a concentração é devida às interações iônicas (não 
estão completamente dissociados). 
 A variação gradual de k nas soluções de eletrólitos fracos se relaciona com a ionização 
parcial do soluto e a diminuição do grau de ionização com o aumento da concentração. 
 Para facilitar a comparação das condutâncias de soluções de diferentes eletrólitos, foi 
introduzido o conceito de condutância molar,  ou m, que relaciona a capacidade de 
condução (k) de qualquer solução eletrolítica (C mol/L), com a capacidade de condução de 
dessa mesma solução eletrolítica, se ela fosse 1mol/mL (mol/cm3). 
 
Condutância molar ou condutividade molar ( ou m): é a capacidade que 1 mol de eletrólito 
tem de transportar corrente elétrica em uma célula entre dois eletrodos de área S (1 cm2) e 
distância l (1 cm), ou seja, é a condutância exercida por um mol do eletrólito/cm3 de solução 
eletrolítica. A condutância específica, k, se correlaciona com a condutância molar pela 
equação (3): 
 
C
Kx1000
  (Equação 3) 
 
Onde: 
C - Concentração do eletrólito (mol/L) 
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 - Condutância molar (ohm-1cm2mol-1 ou Scm2mol-1) 
k – Condutância específica (ohm-1cm-1= S/cm). 
Observação 1: O fator 1000 é para transformar mol/L (dm3) = mol/1000mL (1000 cm3). 
Observação 2: quando C for expresso em mol/L, se a estequiometria for diferente de 1:1, 
tem-se que introduzir a razão estequiométrica no cálculo de k. 
Observação 3: S (Siemens) = -1 (ohm-1). 
 
- No exemplo do KCl tem-se: 
C (mol/L) 1,0000 0,10000 0,01000 0,0010 0,0001 diluição infinita 
k (Scm-1) 0,1119 0,01289 0,001413 0,00015 0,000015 
 (Scm2mol-1) 111,9 128,9 141, 3 149,0 149,5 150,1 
 
 A condutância específica de KCl diminui proporcionalmente com C. Se, tanto C quanto 
k variam proporcionalmente, ao se calcular  (equação 3), espera-se que esta não varie, 
pois está sempre relacionado com a mesma concentração relativa (1 mol/cm3). Na Figura 4 
pode se observar um ligeiro aumento da condutividade do eletrólito forte, tendendo a um 
valor constante com a diluição. A variação de  em soluções mais concentradas, se deve 
ao fato de o eletrólito não estar mais totalmente dissociado. 
- No exemplo do HAc tem-se: 
C (mol/L) 1,0000 0,10 0,010 0,0010 0,0001 diluição infinita 
k (S cm-1) 0,00015 0,000476 0,00025 0,00012 - 
* (Scm2mol-1) 0,15 4,76 25 120 - 357,8 (calculado) 
Observação: *Os dados para o cálculo da condutância específica do HAc foram estimados da 
condutância molar da Figura 4. 
 
 A condutância específica de HAc diminui proporcionalmente com C, sendo observado 
o mesmo comportamento que para o eletrólito forte até C=0,010mol/L. Porém, com a 
diluição, observa-se que a diminuição de K não é mais proporcional a C. Assim, ao se 
calcular  (equação 3), o que se observa que o valor de  aumenta muito (Figura 3). Daí, 
se tem uma informação importante, que é que, com a diluição, se  aumenta, o 
eletrólito está mais dissociado. 
 
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Figura 3 – Variação da condutância molar com a concentração para um eletrólito fraco (HAc) e um 
eletrólito forte univalentes (KCl e um eletrólito forte bivalente. 
 
 
Observando a Figura 3 pode-se concluir que: 
(1) A variação da condutância molar com a concentração depende, em grande extensão, 
do tipo do eletrólito. 
(2) As condutâncias molares de um eletrólito tendem para um valor limite em soluções 
muito diluídas, sendo a condutância molar em diluição infinita representada por o. 
(3) KCl e HCl, eletrólitos fortes típicos, têm uma relação linear entre C e . Neste caso, 
pode-se fazer a extrapolação da linha reta até C=0, e tem-se a condutância molar à 
diluição infinita. Porém, tem-se uma informação importante. Se a condutância molar 
quase não varia com a diluição  o eletrólito forte está completamente 
dissociado, mesmo nas soluções mais concentradas. 
(4) No caso do HAc, um eletrólito fraco típico, tem um comportamento diferente; a 
condutância molar é baixa e linear para concentrações até cerca de C1/2=0,05. 
Porém, para soluções mais diluídas aumenta muito rapidamente. Como 
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AULA 01 17 
consequência não se pode fazer a extrapolação à diluição infinita.  
mas informa que o eletrólito fraco tende a se dissociar mais com a diluição. 
(5) Como a condutânciade uma solução de um eletrólito depende do número de íons, o 
grande aumento da condutância molar dos eletrólitos fracos com a diluição implica, 
essencialmente, no grande aumento do grau de dissociação. 
(6) Como o aumento gradual da condutância molar dos eletrólitos fortes com a diluição 
se deve a um aumento da velocidade de migração dos íons (mais livres em solução 
diluída) implica, essencialmente, que o eletrólito forte está totalmente dissociado. 
 
 Como em soluções muito diluídas (concentração em torno de 0,0001 mol/L) fica 
inviável medir a condutância dos eletrólitos, pois a condutância da água começa a ter 
uma influência considerável. Kohlrausch, para eletrólitos +1/-1, na Figura 4, demonstrou 
que a condutância molar é uma função linear da C. Assim, a condutância molar à 
diluição infinita pode ser obtida por extrapolação da reta (ou pelo coeficiente linear da 
equação da reta de cada eletrólito, Na literatura tabeladas a condutância molar de uma 
série de eletrólitos. 
Exemplo: Estimar a condutância molar à diluição infinita dos eletrólitos KCl e HCl. Da 
Figura 4, tem-se o(KCl)=150 Scm2mol-1 e o(HCl)=379 Scm2mol-1, retirado por 
extrapolação das retas. 
- No caso de eletrólitos fracos à diluição infinita não se pode empregar o método de 
extrapolação, pois a condutância molar aumenta não linearmente. Porém, pode-se 
calcular através da condutância molar à diluição infinita dos eletrólitos fortes que tenham 
íons comuns com esse eletrólito fraco., utilizando a Lei de migração independente dos 
íons de Kohlrausch, que examinando as condutividades molares à diluição infinita para 
diversos pares de eletrólitos fortes, que continham íons comuns, a diferença de 
condutividade molar era mesma independente do outro íon de carga oposta associado 
(Tabela 5) 
 
Daí, postulou a Lei de migração independente dos íons, que diz: “Em diluição infinita, 
quando a dissolução de um eletrólito é completa e todos os efeitos interiônicos 
desaparecem, cada íon migra independente da natureza do seu contra-íon associado, e 
faz uma contribuição definida para a condutividade molar à diluição infinita do eletrólito, 
independente da natureza do outro íon do eletrólito.” 
 
 
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AULA 01 18 
Tabela 5 – Exemplos de Lei da diluição infinita de postulada por Kohlrausch. 
Eletrólito o 
(Scm2mol-1) 
Diferença Eletrólito o 
(Scm2mol-1) 
Diferença 
KCl 149,86 
23,41 
KBr 151,92 
0,206 NaCl 126,45 KCl 149,86 
KBr 151,92 
23,41 
NaBr 128,51 
0,206 NaBr 128,51 NaCl 126,45 
KNO3 144,96 
23,41 
LiBr 117,09 
0,206 NaNO3 121,55 LiCl 115,03 
 
 A partir dessa observação, Kohlrausch concluiu que a condutividade molar do 
eletrólito é o somatório das condutâncias molares dos íons componentes do eletrólito, 
mas que matematicamente, não era necessário tabelar (mas existem valores tabelados 
de condutividade molar à diluição infinita para íons. Matematicamente isto pode ser 
expresso como: o= o
++o
-, onde: o
+ e o
- são as condutâncias molares à diluição infinita 
do cátion e do ânion (íons), respectivamente. Mas também pode se utilizar as 
condutâncias molares dos eletrólitos à diluição infinita, sem recorrer a novas Tabela, 
 
Tomando como exemplo o KCl, sua condutância molar à diluição infinita é a soma das 
contribuições independentes de K+ e Cl-, que é igual a o(KCl)=150,0 Scm2mol-1. 
Sabendo que a diferença de o de um eletrólito é independente do seu contra-íon 
associado pode-se então, através da combinação da condutância molar à diluição infinita 
de uma série de eletrólitos, estimar a condutância de algum outro eletrólito pela 
combinação das o de outros três eletrólitos conhecidos. Observa: 
Exemplo: Calcular a o(NaNO3) sabendo-se que as: o(NaCl)=126,5 Scm2mol-1, 
o(KNO3) = 145,0 Scm2mol-1 e o(KCl)=150,0 Scm2mol-1 
Combinando-se os três eletrólitos para dar NaNO3, assumindo-se que o sal consiste de 
íons que migram independentemente, tem-se: 
o(NaCl) + o(KNO3) - o(KCl) = o(NaNO3) 
o(NaNO3) = 126,5 + 145,0 – 150,0 =121,5 Scm2mol-1 
 
- A condutância molar do eletrólito fraco, CH3COOH, não pode ser estimada por 
extrapolação, pois com a diluição a condutância molar aumenta muito, pois fazer a 
extrapolação à diluição infinita, produz um resultado é incerto. Assim, lançando mão da 
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AULA 01 19 
Lei da migração independente dos íons, e, conhecendo a condutividade molar à diluição 
infinita de uma série de eletrólitos pode-se estimar, mais convenientemente a 
condutância molar do HAc. Assim: 
Exemplo: Sabendo-se que as condutâncias molares dos eletrólitos listados abaixo são: 
NaAc (o=107,4 Scm2mol-1), HCl (o=379,4 Scm2mol-1) e NaCl (o=109,0 Scm2mol-1), 
estimar a condutividades do HAc. Assumindo-se que cada sal consiste de íons positivos 
e negativos que migram independentemente, tem-se, eliminando os íons iguais nos 
diferentes sais, a condutância molar de interesse: 
o(NaAc) + o(HCl) - o(NaCl) = o(HAc) 
o(HAc) = 107,4 + 379,4 – 126,0 = 360,8 Scm2mol-1 
Esta observação experimental indicou para Arrhenius que, com a diluição as moléculas 
de ácido acético se ionizam mais em íons acetato e prótons. 
 
 Desse conceito de dissociação parcial surgiu o fator “grau de dissociação” – 
denominado atualmente de “” (alfa), que é a fração dissociada de uma espécie química em 
relação à quantidade inicial adicionada. 
 
𝛼 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑚𝑜𝑙)𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎
quantidade (mol) de substância adicionada
 
 
- Assim, na reação de dissociação de 1,0 mol de ácido HA se dissociam 0,3 mol. Qual a 
fração dissociada? 
 
REAÇÃO: HA  H+ + A- 
Início 1,0 
Reagiu -0,3 +0,3 +0,3 
Equilíbrio 0,7 3 0,3 
 = 0,3 mol A-/1,0 mol HA adicionado = 0,3 
 
Observação 1: A quantidade de HA no equilíbrio é igual a 7 mol, mas a quantidade de HA 
adicionada continua sendo 1,0. Houve dissociação de 0,3 mol de HA para formar A-, mas o 
balanço de massa não mudou, ou seja, no equilíbrio tem-se 1,0 mol de HA total (0,7 mol 
HA + 0,3 mol A-). O balanço de massa é a soma de todas as espécies em HA, no equilíbrio 
(HA+A-). 
 
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AULA 01 20 
 
𝛼 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑚𝑜𝑙)𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎
quantidade (mol) da substância total no equilíbrio
 
 
Observação 2: Se, este 1,0 mol de ácido HA que se dissocia 3 mol de A- estivesse em 1,0 
L de solução, a fração dissociada continua sendo 0,3, mas em vez de trabalhar com número 
de mol, pode se trabalhar com concentração molar e ter uma outra maneira de expressar o 
grau de dissociação. 
 
- Que é igual a: 
𝛼 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑚𝑜𝑙𝐿)𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎
quantidade (mol/L)de substância no equilíbrio
 
 
 
- Que pode ser escrita assim: 
 
 
 
Observação 3: O ácido HA vai ser classificado em eletrólito Forte ou fraco, em função do 
seu grau de dissociação, que depende da constante de dissociação (K), definida 
inicialmente. 
 
Então, de acordo com o grau de dissociação, os eletrólitos se classificam em: Eletrólitos 
Fortes quando apresentam valores altos para ; e eletrólitos fracos quando apresentam 
valores baixos para . 
 
- O grau de dissociação é variável com a concentração de eletrólito, ainda mais se ele for 
fraco. 
Exemplo: Dado um HA (molecular) de concentração total igual a C mol/L, que se ioniza em 
água. 
- Reação: HA + H2O  H3O+ + A- 
- Espécies dissociadas: H3O+ e A- 
- Espécies não dissociada: HA 
𝛼 =
[𝐴−]
[𝐻𝐴] + [𝐴−] =
[𝐴−]
𝐶
 
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AULA 01 21 
Como o grau de dissociação é o quanto dissocia de HA, o que se quer na realidade é quantose tem de A- na solução. Assim: 
Como: 
- [A-] – espécie dissociada. 
- [HA]+[A-]= C (concentração analítica – a concentração molar de espécies as espécies de 
HA, que são HA e A-). 
= [A-]/[HA]+[A-] 
= [A-]/C 
 
Lei da diluição de Ostwald 
 Assim, a partir das considerações de Arrehnius, Ostwald utilizou a Lei da migração 
independente dos íons de Kahlrousch para estimar a condutância molar à diluição infinita de 
uma série de compostos. 
 Por exemplo, para um ácido fraco, ele partiu da premissa que em diluição infinita o 
eletrólito fraco está totalmente dissociado; e assim, ele pode estimar o grau de dissociação 
desse ácido HA em função da razão da condutância molar em uma determinada 
concentração e a condutância molar à diluição infinita (quando este HA está completamente 
dissociado). 
 Ostwald =/o 
 
 Associando o grau de dissociação em função das condutâncias molar com o grau de 
dissociação do ácido () de Arrhenius em função da concentração, pode-se, por meio de 
medidas de condutividade, calcular a constante de equilíbrio desse ácido fraco. 
 
 Arrhenius =[A-]/C 
 
Assim, para o HA, por exemplo, conhecendo a concentração do ácido C e a medida da 
condutância molar , pode-se obter facilmente a constante de equilíbrio do HA. 
- Sabendo que: 
(1) C=[HA]+[A-], que rearranjada fornece: 
(1) [A-]=C 
E a solução aquosa de ácido acético dissocia-se um H3O+ para íon Ac-, ytm-se a equação 
(2): 
(2) [H3O+]=[A-]=C 
- A concentração do ácido não dissociado é obtida pela diferença (1) – (2), fornecendo a 
equação (3): 
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AULA 01 22 
(3) [HA]=C–[A-]=C–C 
(3) [HA]= (1–)C 
 
- Os valores obtidos experimentalmente, obedecem à relação de equilíbrio, ao substituir na 
constante de equilíbrio: 
Ka=[H3O+]x[A-]/[HA]=2C/(1–) 
l 
- Considerando, peal Lei da diluição infinita de Ostwad que =/o, tem-se que: 
Ka=2C/o
2(1–/o) 
Ka=2C/o(o –) 
 Assim, medindo a condutividade elétrica de uma solução de HA em determinada 
concentração e tendo o valor da condutância à diluição infinita, tem-se o grau de ionização 
de ácido acético, e colocando-se na constante de ionização tem-se Ka. 
Por exemplo, calcular a constante de ionização do HAc 0,1 mol/L sabendo-se que a medida 
de condutividade específica dessa solução foi k=0,000476S/cm e que o(HAc)=360,8 
Scm2/mol. 
A partir de K acha-se , que é =1000x0,000476/0,1=4,76 Scm2/mol 
Após acha-se α=4,76/360,8=0,0132 
[Ac-]=[H3O+] = 0,1x0,0132=0,00132mol/L 
[HAc]=0,1-0,00132=0,0988mol/L 
Colocando esses valores em K=(0,00132)2/0,0988=1,76x10-5 
CLASSIFICAÇÃO DE SOLUÇÕES E DE ELETRÓLITOS 
 
As soluções aquosas são classificadas em soluções moleculares ou iônicas 
dependendo do tipo de soluto dissolvido. A dissolução de sacarose em água dá origem à 
presença de moléculas de sacarose na solução aquosa, e essa solução é denominada 
solução molecular. A substância ou soluto presente na solução é denominado de não-
eletrólito porque não é capaz de conduzir corrente elétrica. A dissolução de cloreto de sódio 
em água tem a capacidade de conduzir a corrente elétrica, denunciando a presença de 
partículas transportadoras de cargas, ou seja, íons. Tais soluções são denominadas 
soluções iônicas e as substâncias, ou solutos, que as constituem, são denominados 
eletrólitos. 
 A definição clássica para não-eletrólitos e eletrólitos: 
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AULA 01 23 
Não-eletrólitos: são substâncias moleculares (sólidas ou líquidas), que quando dissolvidas 
em solução aquosa formam moléculas; não conduzem eletricidade porque como não 
possuem carga, não podem migrar em um campo elétrico. 
Exemplo: metanol e sacarose em solução aquosa. 
CH3OH(líq)+águaCH3OH(aq) 
C12H22O11(s)+águaC12H22O11(aq) 
 
Eletrólitos: são substâncias moleculares ou iônicas, que em solução aquosa podem formar 
íons positivos e negativos; conduzem corrente elétrica quando em solução porque por serem 
carregados positivamente e negativamente podem migrar em um campo elétrico. 
Exemplo: 
NaCl(s)+águaNa+
(aq)+Cl-(aq) 
Li2CO3(s)+água2Li+(aq)+CO3
2-
(aq) 
Ce2(SO4)3(s)+água2Ce3+
(aq)+2SO4
2-
(aq) 
HCl(líq)+H2OH3O +
(aq)+Cl-(aq 
Observação: O HCl (composto molecular) se comporta como um eletrólito forte porque seus 
íons (hidrônio e cloreto) formam dipolos (cloro muito mais eletronegativo que hidrogênio) 
com momento dipolar () diferente de zero, e ao reagir com a água esses dipolos (íons) 
podem migrar em um campo elétrico, conduzindo corrente elétrica. O HAc (composto 
molecular) forma poucos dipolos, ou seja, se comporta como um eletrólito fraco pois ioniza 
pouco em solução aquosa, então conduz mal a corrente elétrica por ter poucos íons em 
solução. 
 A condução de eletricidade em solução eletrolítica envolve a migração de íons, sejam 
íons positivos ou negativos, guiados por um campo elétrico, em direção ao eletrodo de sinal 
contrário. Soluções eletrolíticas que são boas condutoras indicam um elevado grau de 
dissociação/ionização da substância (sólido iônico ou molécula) na solução aquosa, e essas 
substâncias são denominadas de eletrólitos fortes. Por outro lado, soluções eletrolíticas 
pouco condutoras indicam um baixo grau de dissociação/ionização da substância (sólido 
iônico ou molécula) na solução aquosa e por isso essas substâncias são denominadas de 
eletrólitos fracos. As soluções iônicas estão divididas em duas classes – eletrólitos fortes e 
fracos – como pode ser observado na Tabela 4. 
 
Destacando os eletrólitos da Tabela 4: 
- Sais como KCl, NaCl, KNO3 e CH3COONa; ácidos fortes tais como HCl e HNO3; e bases 
fortes tais como KOH e NaOH estão dentro da classe de Eletrólitos Fortes – solutos que se 
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AULA 01 24 
dissociam/ionizam completamente em solução aquosa e têm alta condutividade elétrica 
quando em solução. 
- Os ácidos HF e CH3COOH estão dentro da classe de Eletrólitos fracos – solutos que se 
ionizam parcialmente em solução aquosa e têm baixa condutividade elétrica quando em 
solução. 
Tabela 4 – Classificação de eletrólitos. 
 
FORTES Fracos 
1. ácidos inorgânicos:*H2SO4, HNO3, HCl, 
HClO4, HI, HBr, HClO3, HBrO3 
2.Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos. 
3. A maioria dos sais. 
1. Muitos ácidos inorgânicos, incluindo HF, H2CO3, 
H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3. 
2. A maioria dos ácidos orgânicos. 
3. amônia e a maioria das bases orgânicas. 
4. Haletos, cianetos e tiocianatos de Hg, Zn e Cd. 
*H2SO4 é completamente ionizado para formar os íons HSO4- e H3O+ e, por essa razão, é 
considerado um eletrólito forte. Deve-se observar, entretanto, que íon HSO4- é um eletrólito fraco, 
sendo apenas parcialmente ionizado para formar SO4= e H3O+. 
SKOOG, Fundamentos de Química Analítica, 2004. 
 
 
PELA TEORIA CLÁSSICA, EXISTEM DOIS GRUPOS DE SOLUÇÕES COM 
COMPORTAMENTOS DIFERENTES 
(RESUMO) 
 
- O primeiro grupo (soluções iônicas compostas por eletrólitos fortes): formado pelos ácidos 
fortes, bases fortes e sais (incluindo os derivados de ácidos e bases fracos). Estes se 
dissociam quase que completamente, e quando em soluções de concentração relativamente 
baixa (abaixo de 0,01 mol L-1) produzem apenas pequenas variações nos graus de 
dissociação. Soluções mais concentradas a dissociação não é completa por conta da 
forte interação iônica entre os íons, além de outras interações. 
 
- O segundo grupo (soluções fracamente iônicas compostas por eletrólitos fracos): ácidos e 
bases fracos, somente começa a dissociar em concentrações muito baixas, e, nesta faixa 
de concentração, apresentam uma variação considerável em seu grau de dissociação. 
 
- Uma crítica à teoria de Arrhenius é que para eletrólitos fracos sua teoria se adapta muito 
bem, porémquando se tratava de eletrólitos fortes, a mesma teoria não se aplica, pois com 
a descoberta do raio-X ficou evidenciado que os eletrólitos fortes já estão 100% na forma de 
íons no estado sólido, e quando ao se “dissociam” em solução aquosa apenas o fazem por 
um mecanismo de solvatação e não de reação como previra Arrhenius. Assim, A teoria de 
Arrhenius acabou sofrendo algumas alterações com relação aos eletrólitos fortes em razão 
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AULA 01 25 
da descoberta do estado cristalino, com o advento dos raios-X, mas até hoje é perfeitamente 
aplicável para eletrólitos fracos. 
 
- A teoria, como desenvolvida por Arrhenius, pode ser aplicada sem grandes desvios no que 
concerne aos eletrólitos fracos, mas à medida que novas evidências surgiram, 
principalmente a respeito da estrutura da matéria no estado sólido, essa teoria se tornou 
cada vez menos adequada para os eletrólitos fortes. Tornou-se claro que as substâncias 
classificadas como eletrólitos fortes são constituídas por íons no estado sólido (cristalino). 
Em um cristal de NaCl, por exemplo, não existe moléculas de NaCl (estas moléculas só 
existem no cloreto de sódio em estado vapor). Como os íons já estão presentes em estado 
sólido é incorreto sugerir que na dissolução ocorre a ionização de moléculas em íons. A 
dissolução de um cristal iônico em água é um processo físico. 
 
Dissociação 
 Nesse caso, em que já existiam íons e apenas os separamos, chamamos o processo 
de dissociação iônica, pois tudo o que fizemos, repito, foi separar íons pré-existentes. É o 
que acontece com os sais e as bases. 
NaCl(s) + água Na+
(aq)+Cl-(aq)
 
CaCO3(s) + água  Ca2+
(aq)+CO3
2-
(aq)
 
LiOH + água Li+(aq)+-OH (aq)
 
Al(OH)3+ água Al3+
(aq)+3-OH(aq) 
Importante: Compostos iônicos sofrem dissociação quando em solução e quando fundidos. 
 
Ionização 
 Alguns compostos moleculares, como os ácidos, quando colocados em um solvente 
são "atacados" por esse solvente e acabam formando íons. Perceba claramente que não 
existiam íons na solução original. Quando ela foi colocada na presença do solvente, este 
conseguiu por força magnética, "arrancar" um ou mais de seus átomos, mas nesse processo, 
o átomo arrancado acaba tendo que deixar um elétron para trás, tornando-se um íon.
 Nesses casos, diz-se que houve uma ionização, pois, uma molécula que não possuía 
originalmente íons passa a tê-los (livres no solvente). É o que acontece com os ácidos. 
HCl+H2OH3O++Cl- 
H2SO4+H2OH3O++HSO4
- 
HSO4
-+H2OH3O++SO4
2- 
H3CCOOH+H2O H3O++H3CCOO- 
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AULA 01 26 
Importante: Substâncias moleculares que sofrem ionização só o fazem quando em solução. 
O processo não ocorre quando essas substâncias estão fundidas. 
 
O que você deve lembrar!!!!!!!! 
 
- Sais e bases: por serem compostos iônicos, sofrem dissociação quando em solução ou 
fundidos. 
- Ácidos: por serem compostos moleculares, sofrem ionização quando em solução. 
- A dissociação/ionização é de grande importância para o favorecimento da ocorrência de 
reações. 
- É muito mais fácil promover reações com íons livres do que com moléculas agrupadas. 
 
Talvez seja por isso que, na sábia natureza, a esmagadora maioria das reações químicas - 
inclusive no corpo humano - aconteça em solução. Além disso, íons livres permitem a 
passagem de corrente elétrica, o que, em casos, tal como neurotransmissores, é 
absolutamente fundamental.