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Livro Química Analítica Teórica Final

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Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
11 
 
1.1. Introdução 
A Química Analítica é a parte da Química que estuda os princípios e 
métodos teóricos da análise química1 que são úteis em todos os campos da 
ciência e medicina. Seus objetivos práticos consistem na determinação da 
composição química das espécies (elementos e/ou compostos) presentes em 
uma amostra. A Química Analítica compreende a Análise Qualitativa e a 
Análise Quantitativa. 
 
a) Análise qualitativa: utilizada para determinar a identidade das espécies 
químicas presentes em uma amostra. Neste caso, não se está interessado na 
quantidade de cada substância na amostra, mas apenas saber se certas 
substâncias estão presentes ou ausentes. Seus resultados são expressos em 
palavras e símbolos. Exemplo: Cobre (Cu). 
 
b) Análise quantitativa: pretende-se determinar a quantidade de uma ou mais 
espécies químicas. Seus resultados são expressos em valores numéricos com 
indicação do que estes números representam. Exemplo: 5% Fe significa 
5 g Fe / 100 g da amostra. Neste caso, os constituintes da amostra podem 
estar presentes como elementos maiores, menores e traços (menor que 0,1%). 
 
Estudos envolvendo análise qualitativa são importantes porque nos 
possibilita rever e aplicar conceitos relacionados com reações de precipitação, 
reações ácido-base, reações de oxidação-redução e reações de formação de 
complexos, que são utilizadas para separar e identificar as espécies químicas. 
Além disso, nos faz compreender como podemos resolver um problema 
analítico através de técnicas de separação e detecção, utilizando os esquemas 
qualitativos de análise. 
 
 
 
 
_____________________________________________________________ 
1É um conjunto de procedimentos analíticos que permite conhecer quais as substâncias que 
se encontram presentes e a quantidade em uma determinada amostra. 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
12 
 
 
1.2. Classificação da análise qualitativa segundo a quantidade de 
substância a ser analisada 
A análise qualitativa pode ser conduzida em várias escalas. De acordo 
com a quantidade de substância que será analisada podemos distinguir os 
seguintes métodos de análise qualitativa: 
 
a) Macroanálise: São usadas massas de 0,5 – 1,0 g ou 20 - 50 mL de solução. 
As reações se efetuam em tubos de ensaio (10- 20 mL) ou béquer de 100 mL. 
Quando se faz alguma precipitação, o sólido (precipitado) deve ser separado 
por filtração com funil através de papel de filtro. 
 
 
Figura 1.1. Filtração com funil (a) e filtração a vácuo (b). 
 
 
b) Microanálise: A quantidade de substância é aproximadamente 100 vezes 
menores que a quantidade usada na macroanálise. São usados reagentes de 
grande sensibilidade. As reações são realizadas pelo método 
microcristaloscópico ou pelo método da gota. 
 
b.1) Análise pelo método microcristaloscópico: As reações são realizadas sobre 
uma lâmina de vidro, identificando-se o íon ou elemento a partir dos cristais 
formados através de um microscópio. 
 
 b.2) Análise pelo método da gota (reações gota a gota): As reações são 
acompanhadas de uma viragem da coloração da solução ou pela formação de 
precipitados corados. Estas reações podem ser realizadas em uma placa de 
(a) (b) 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
13 
 
porcelana com cavidades (Figura 1.2) onde se depositam gota a gota a solução 
em estudo e os reagentes. Como resultado da reação, aparece uma mancha 
corada cuja cor permite comprovar a presença na solução do íon a identificar. 
Ao invés da placa de porcelana com cavidades podem ser utilizado vidro de 
relógio, cápsula de porcela, etc. 
 
 
Figura 1.2. Placa de porcelana com cavidades usada nas reações do método da 
gota. 
 
c) Semimicroanálise: São usadas quantidades 10 a 20 vezes menor do que a 
quantidade utilizada na macroanálise, isto é, cerca de 0,05 g (50 mg) ou 1,0 mL 
de solução. São usados tubos de ensaio de 5 a 10 mL. As reações envolvendo 
precipitação, o sólido é separado da fase aquosa mediante centrifugação 
(Figura 1.3) ou por microfiltração com pequenos funis. 
 
 
Figura 1.3. Centrífuga usada na semimicroanálise. 
 
d) Ultramicroanálise: As quantidades usadas das substâncias são inferiores a 
1,0 mg. Todas as operações analíticas são observadas por microscópio. 
 
 
 
1.3. Classificação dos métodos analíticos 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
14 
 
3
Como qualquer método experimental, os métodos da Química Analítica 
têm um campo de aplicação limitado, pois em alguns casos não serão úteis. 
Por isso, os métodos atuais nem sempre correspondem às necessidades 
exigidas pela ciência e pela técnica, quanto à sensibilidade, isto é, a 
capacidade de detectar a presença e identificar traços de diversas impurezas. 
Além disso, a rapidez de execução de análises com tais métodos, também não 
satisfazem as necessidades da produção no que é extremamente importante a 
rapidez na obtenção de resultados rápidos, de modo a se poder intervir no 
processo tecnológico que está em execução, evitando desta forma, uma 
produção defeituosa. 
 Para atingir as suas finalidades, na Análise Qualitativa são utilizados 
vários métodos: químicos, físicos e físico-químicos. 
 
1.3.1. Métodos Químicos: O elemento ou íon estudado é transformado num 
composto que possua determinadas propriedades características que nos 
permitam ter a certeza de que foi esse o composto obtido. O elemento ou íon 
estudado é transformado num composto que possua determinadas 
propriedades características que nos permitam ter a certeza de que foi esse o 
composto obtido. A transformação química que ocorre, denominamos de 
reação analítica e a substância que a provoca é denominada de reagente. 
Como exemplo, temos: 
 
 
1.3.2. Métodos Físicos: Os métodos físicos se baseiam na relação que existe 
entre a composição química de uma substância e algumas de suas 
propriedades físicas. 
 
Exemplos: (a) Análise Espectral: Estuda os aspectos de emissão que se 
obtêm quando se expõe uma substância à chama do bico de Bunsen, de 
um arco elétrico, etc. 
Se o espectro da amostra apresenta linhas características de um dado 
elemento, fica comprovado sua presença na substância analisada e assim, 
podemos determinar a quantidade do elemento em questão. Este método 
apresenta alta sensibilidade (10-6 a 10-8 g), exige pouco tempo para execução 
Cl- + AgNO3 → AgCl↓ + NO3– 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
15 
 
da análise e são usadas pequenas quantidades de substâncias em tais análise 
(1 – 100 mg). 
 
(b) Análise Luminescente (método fluorimétrico): observa-se a fluorescênica 
da amostra obtida quando se ilumina o objeto em estudo com radiação 
ultravioleta. Como fonte de radiação ultravioleta pode-se utilizar uma 
lâmpada de quartzo a vapor de mercúrio (luz de Wood). A análise por 
fluorescência é mais sensível que a análise espectral (< 10-10 g de 
substância). 
 
 
 
1.3.3. Métodos Físico-Químicos: Fazem medidas de um parâmetro físico 
que está associado à composição química através de uma reação analítica. 
 
Exemplos: 
(a) Cromatografia em coluna: Uma solução é passada através de uma 
coluna de adsorvente sólido pulverizado (como exemplo, Al2O3) que foi 
introduzido em um tubo de vidro. Como o poder adsorvente (adsorção) 
varia consideravelmente de íon para íon e de uma substância para 
outra, estes podem ser separados e identificados ao longo da coluna 
pela sua coloração própria ou então tratando-os por reagentes que 
formem com eles compostos de colorações diferentes. 
 
(b) Método polarográfico: Neste método, asolução em estudo é 
submetida à eletrólise com um eletrodo de mercúrio em um aparelho 
especial chamado polarógrafo. Este método é extremamente sensível e 
muito rápido. 
 
(c) Análises por átomos marcados e por ativação: São baseadas na 
formação de isótopos (ou de novos elementos) radioativos, 
bombardeando a substância em estudo com partículas elementares. 
Estes métodos não serão estudados. 
Os métodos físicos e físico-químicos citados acima explicam a sua 
importância sempre crescente na prática da análise. Sendo assim, continua 
ser fundamental o papel dos métodos químicos que, por sua vez, também se 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
16 
 
desenvolvem rapidamente, sendo ainda mais importantes no estudo da 
Química Analítica. 
 
1.4. Reações em Análise Qualitativa 
As reações analíticas podem ser realizadas por via seca ou por via 
úmida. 
Na via seca, a substância em estudo e os reagentes estão no estado 
sólido e, geralmente, a reação é realizada quando aquecida a alta 
temperatura. Como exemplo da via seca, temos: os sais de sódio, que quando 
introduzidos por meio de um fio de platina ou Ni-Cr no cone exterior da chama 
do bico de Bunsen, apresentam a coloração amarela; os sais de potássio, a 
cor violeta; os sais de estrôncio, cor vermelho carmim; os sais de bário, a cor 
verde; e entre outros. 
 
 Figura 4. Determinação de lítio (a), sódio (b), potássio (c) e rubídio (d). 
Outras reações por via seca são as reações de formação de pérolas 
coradas de bórax e fusão da substância sólida. As reações por via seca 
costumam ser usadas em ensaios preliminares em análise qualitativa. 
A via úmida, as interações entre a substância em estudo e os reagentes 
ocorrem em solução. As reações mais usuais em análise qualitativa são as 
realizadas por via úmida. Para que ocorra a reação é necessário dissolver a 
substância que será analisada. O solvente usado é, geralmente, água ou então 
os ácidos, caso a substância seja insolúvel na água. 
Neste último caso, há uma transformação química da substância dada 
em um sal hidrossolúvel como, por exemplo, as reações abaixo. 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
17 
 
 
 
 
 
 
Na análise qualitativa são usadas apenas reações que são seguidas de 
transformações facilmente identificáveis que permitem confirmar que a reação 
ocorreu. Normalmente, estas transformações são: mudança de cor da solução, 
formação de um precipitado (ou sua dissolução) e libertação de um gás. 
As reações de precipitação e as reações que ocorrem mudança de cor 
da solução são as mais utilizadas em análise qualitativa. 
 
1.5. Sensibilidade das reações 
 
Ao realizarmos qualquer reação analítica, é necessário criar 
determinadas condições que dependem das propriedades dos produtos 
que se formam, pois caso contrário, o resultado da reação será duvidoso. 
As condições mais importantes para que uma reação ocorra são: 
a) Meio adequado: Algumas reações ocorrem em meio ácido, alcalino ou 
neutro. Sendo assim, para que ocorra satisfatoriamente a reação o pH 
da solução deverá ser ajustado de forma adequada. Exemplo: Se um 
precipitado for solúvel tanto em soluções ácidas como em soluções 
básicas, o mesmo só poderá ser formado em meio neutro. 
 
 
b) Temperatura da solução: Os precipitados cuja solubilidade aumentam 
com o aumento da temperatura não devem ser obtidos a partir de uma 
solução aquecida. Neste caso, as reações correspondentes devem ser 
realizadas à temperatura ambiente ou a frio (resfriamento da solução). 
Exemplo: Dissolução ou solubilização do precipitado de cloreto de chumbo 
após aquecimento. 
 
 
 
CuO + H2SO4 ↔ CuSO4 + H2O 
Fe(OH)3 + 3 HCl ↔ FeCl3 + 3 H2O 
CaCO3 + 2 HNO3 ↔ Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑ 
PbCl2(s) + H2O ↔ Pb2+ + 2 Cl- 
 ∆
 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
18 
 
 
 
c) Concentração do íon a identificar na solução: Para que ocorra as 
reações é necessário que a concentração seja suficientemente elevada 
do íon que será identificado. Se a concentração do íon for muito baixa, 
não ocorrerá a reação. Isto se deve ao fato de que uma substância só 
precipita se sua concentração na solução for maior que a sua 
solubilidade nas condições dadas. Se a solubilidade da substância for 
baixa, ela precipitará mesmo sendo mínima a concentração do íon a 
identificar. Neste caso, dizemos que estas reações são sensíveis. Por 
outro lado, se a solubilidade do produto formado é bastante elevada, a 
reação será pouco sensível e só será de interesse se a concentração do 
íon a identificar for suficientemente elevada. 
A sensibilidade das reações se caracteriza quantitativamente por 
dois índices interdependentes: limite de sensibilidade e a diluição limite. 
 
 
 
 
 
 
 
 O limite de identificação não caracteriza completamente a 
sensibilidade de uma reação, pois não interessa apenas a quantidade 
absoluta, mas também a concentração do íon ou da substância na solução. 
Por isso, também é importante calcularmos a diluição limite. 
 
 
 
 
 
1.7. Determinação experimental da sensibilidade de uma reação 
 
Para se determinar experimentalmente a sensibilidade de uma dada 
reação, a mesma reação deve ser realizada várias vezes, com soluções de 
Limite de sensibilidade ou quantidade mínima detectável: é a menor 
quantidade de substância ou de íon que se pode ser detectada por meio de 
uma dada reação, em condições estabelecidas. Como esta quantidade é 
muito pequena, o resultado é expresso em microgramas (µg). 1µg = 10-6g. 
Diluição ou Concentração Limite (D.L): caracteriza a menor concentração da 
 substância ou do íon que dá sempre uma reação positiva. A diluição limite é 
expressa pela seguinte proporção : DL = 1 : G; sendo G igual à quantidade em 
peso do solvente correspondente a uma unidade de peso da substância ou íon 
a identificar. 
 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
19 
 
concentrações conhecidas e precisas da substância ou do íon a ser 
identificado, onde estas concentrações vão diminuindo progressivamente 
(soluções cada vez mais diluídas) até que a reação deixe de ser detectada, 
ou seja, o teste foi negativo para aquela concentração, isto é, até 
encontrarmos a menor concentração para qual esta reação ainda seja 
detectável. Se a concentração do íon a identificar for consideravelmente 
maior que a diluição limite, o resultado da reação (por exemplo, a 
precipitação) aparecerá imediatamente. 
 
EXEMPLO 1.1. Para determinar a sensibilidade de uma reação para o 
Fe+3 foi preparada uma solução contendo 1,0 g de ferro por litro. 
Encontrou-se que o teste não dá bons resultados quando a diluição 
ultrapassa 1000 vezes. Sabendo-se que o teste foi executado com 2 mL da 
solução de ferro diluída. Calcular a diluição limite e a quantidade mínima 
detectável. 
SOLUÇÃO: Uma diluição 1000 vezes significa adicionar 999,0 litros de 
água a 1,0 litro da solução original, perfazendo 100.000 mL de solução. 
Como a densidade da água é 1,0 g/mL e admitindo-se que a densidade da 
solução é igual à densidade da água, então o volume da solução diluída 
pesará 100.000 g. Assim, temos que: 
 
Diluição limite = massa de Fe3+ / massa de água = 1g/1.000.000g = 1 
:1.000.000 
 
Como a solução foi diluída 1000 vezes, podemos escrever que, 
1.000.000 mL de solução -------------- 1,0 g de Fe3+ 
2,00 mL de solução ---------------- m g de Fe3+ 
 
 m= 2,0 x 1 = 0,000002g = 2. 10-6g = 2 µg de Fe3+ 
 1.000.000 
 
A quantidade mínima detectável é, portanto, igual a 2 µg de Fe3+ . 
 
Capítulo I: Objetivose métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
20 
 
A sensibilidade das reações que servem para identificar um mesmo 
íon pode ser muito variada, como se demonstra pelos dados da Tabela 1.1. 
 
 
Tabela 1.1. Sensibilidade de diferentes reações para o íon Cu2+(*) 
 
REAGENTE COMPOSTO 
FORMADO 
EFEITO DA 
REAÇÃO 
LIMITE DE 
IDENTIFICAÇÃO 
(µg) 
DILUIÇÃO 
LIMITE 
HCl H[CuCl3] Solução corada 
de verde 
1 1:50 000 
NH3 [Cu(NH3)4]Cl2 Solução corada 
de azul 
0,2 1:250 000 
K4[Fe(CN)6] Cu2[Fe(CN)6] Precipitado 
castanho 
0,02 1:2 500 000 
(*) Testes efetuados com 0,05 mL de solução. 
 
A Tabela acima mostra que a reação com K4[Fe(CN)6] foi a mais 
sensível e permitiu identificar uma quantidade 50 vezes menor de cobre na 
solução que na reação com HCl e 10 vezes menor usando amônia. 
A sensibilidade das reações pode variar dentro de certos limites, de 
acordo com vários fatores. Por exemplo, nas reações de precipitação a 
sensibilidade pode ser elevada pela adição à solução sob análise, de 
álcool etílico, que causa uma diminuição na solubilidade dos compostos 
inorgânicos em solução. O aumento da sensibilidade também ocorre pela 
agitação da mistura reativa aquosa com algum líquido orgânico imiscível 
com a água ( p. ex.: benzeno, tetracloreto de carbono, etc.). O precipitado 
se acumula no limite de separação das fases dos líquidos e, por isso, se 
distingue com mais facilidade. Reações que não são acompanhadas por 
precipitação, como as de formação de complexos solúveis, podem ter sua 
sensibilidade elevada pela adição de dissolventes orgânicos miscível com 
a água, reprimindo sua dissociação. Por outro lado a adição de um 
dissolvente orgânico não miscível com a água ocasiona a extração do íon 
complexo que passa para a fase orgânica, tornando a cor mais intensa. 
Deve ser lembrado, contudo, que ao se elevar a sensibilidade das 
reações se aumenta a possibilidade de erro por causa das impurezas dos 
reativos, que podem ser confundidas com a presença dos íons no material 
investigada. Para evitar este inconveniente, faz-se um ensaio em branco, 
isto é, um experimento com todos os reagentes presentes exceto a 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
21 
 
substância a ser analisada.2 
 
 
1.6. Especificidade e Seletividade das reações 
 
 
1.6.1. Especificidade das reações: As reações específicas são aquelas que 
permitem identificar o íon na presença de outros. Um exemplo deste tipo de 
reação é a reação de identificação do íon amônio (NH4+) por ação de uma 
base, a quente, que é acompanhada de uma liberação de amônia que pode 
ser reconhecida facilmente pelo seu odor. 
 
 
 
 
Dos compostos comumente encontrados em análise, somente os 
sais de amônio produzem NH3 nas condições dadas. Portanto, uma reação 
com uma base é específica para a identificação do íon amônio. Entretanto, 
são conhecidas poucas reações específicas. 
 
 
1.6.2. Seletividade das reações: As reações seletivas são aquelas que 
produzem resultados idênticos ou muito parecidos com um número 
reduzido de íons em determinadas condições. Quanto menor é o número 
de íons em que a reação dá um resultado positivo, maior é o grau de 
seletividade de uma reação. 
 
 
 
1.7. Agentes mascaradores 
São substâncias que são adicionadas na solução a fim de eliminar a 
ação interferente de íons estranhos, ou seja, reagem com os íons 
estranhos formando complexos bastante estáveis diminuindo assim, a sua 
concentração na solução analisada. Como exemplo, temos os íons Cu2+ 
que formam um precipitado negro de CuS e que interferem a 
determinação dos íons Cd2+, a medida que um precipitado amarelo 
NH4Cl + NaOH ↔ NaCl + H2O + NH3↑ 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
22 
 
brilhante de CdS é formado pela ação do H2S. Se o teste é realizado na 
presença de KCN (agente mascarante), os íons Cu2+ formam um íon 
complexo [Cu(CN)4]3-, que não reage com o H2S. Neste caso, os íons 
cobre(II) são mascarados e não irão interferir na determinação do Cd2+. 
 
1.8. Análise fracionada e análise sistemática 
Na determinação de íons em análise qualitativa são usados dois tipo de 
análise: fracionada e sistemática. 
Na análise fracionada, os íons de interesse podem ser identificados 
diretamente na solução de estudo sem se preocupar com os outros íons que 
estão presentes nesta solução. Neste caso, são usadas as reações 
específicas. A ordem dos íons isolados não tem importância neste tipo de 
análise. Quando as reações seletivas não são confiáveis e nem se pode 
aumentar a seletividade da reação por meio de algum processo, a 
identificação dos íons de interesse tornasse impossível por este tipo de 
análise. 
 Na Análise sistemática são elaborados uma sucessão de reações para 
identificação dos íons, ou seja, são estabelecidas uma marcha sistemática de 
análise. Na marcha sistemática de análise, a identificação de cada íon só é 
iniciada depois de terem sido identificados ou eliminados da solução todos os 
outros íons que impedem a sua identificação, isto é, que reagem com o 
reagente usado. 
 
 
 
1.1. Na determinação microcristaloscópica do íon cálcio como CaC2O4, o 
teste foi positivo quando se usou 0,001 mL de solução 0,001 M de CaCl2. 
Calcular a diluição limite e a quantidade mínima detectável. RESPOSTA: 0,04 
µg. 
 
1 .2 . A diluição limite para a reação do íon potássio com solução de 
NaHC4H4O6 (se forma um precipitado de KHC4H4O6) é 1/1000. Qual será a 
menor concentração (em molaridade) de uma solução de KCl em que o íon 
potássio poderá ser detectado por esta reação. RESPOSTA: 0,026 mol/L. 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
Capítulo I: Objetivos e métodos da Química Analítica Qualitativa 
 
23 
 
 
1.3. Para determinar a sensibilidade da reação de identificação do íon Cu2+ 
segundo a reação 2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- ↔ Cu2[Fe(CN)6](s), foi verificado 
experimentalmente que a reação não dá positiva quando a diluição limite 
ultrapassa 1/2.500.000. Considerando-se que o teste foi executado com ,05 mL 
da solução de cobre, determinar a quantidade mínima detectável(µg) em que 
esta reação dá positiva. RESPOSTA: 0,02 µg Cu2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
25 
 
Três tipos de equações algébricas são utilizados para a resolução de 
problemas envolvendo equilíbrios: (1) expressões das constantes de equilíbrio, 
(2) uma única equação de balanço de carga e (3) equações de balanço de 
massa. Neste capítulo, iremos estudar sobre a equação de balanço de carga e 
de massa. 
 
2.1. O PRINCÍPIO DA ELETRONEUTRALIDADE OU BALANÇO DE CARGA 
 
As soluções eletrolíticas são eletricamente neutras porque a 
concentração molar de cargas positivas em uma solução de um eletrólito 
sempre se iguala à concentração molar de cargas negativas. Sendo assim, 
para qualquer solução contendo eletrólitos, podemos escrever a seguinte 
equação: 
 
 
 
A equação acima representa o princípio da eletroneutralidade (balanço 
de carga) e é denominada equação de balanço de carga. Nos cálculos 
envolvendo equilíbrio, a igualdade deve ser expressa em termos das 
concentrações molares das espécies que apresentam carga na solução. 
Como exemplo, vamos escrever a equação de balanço de carga para uma 
solução de cloreto de sódio 0,100 mol/L. As cargas positivas nessa solução são 
supridas pelo Na+ e pelo H3O+ (proveniente da dissociação da água). As cargas 
negativas vêm do Cl– e do OH–. Logo, temos: 
 
 
 
 
Escrevemos a equação do balanço decarga igualando as 
concentrações das cargas positivas e negativas como é apresentado abaixo. 
 
 
 
nº de mol/ L de cargas positivas = nº de mol/ L de cargas negativas 
mol/ L de cargas positivas = [Na+] + [H3O+] = 0,100 + 1.10–7 
 mol/ L de cargas negativas = [Cl-] + [OH-] = 0,100 + 1.10-7 
[Na+] + [H3O+] = [Cl-] + [OH-] 
 0,100 + 1 .10–7 = 0,100 + 1 .10-7 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
26 
 
Vamos considerar agora uma solução de cloreto de magnésio 0,100 mol L–1. 
Nesse caso, o balanço de carga pode ser escrito da seguinte maneira: 
 
 
 
 
Na primeira equação acima, a concentração molar do íon magnésio é 
multiplicada por dois (2 x 0,100) porque 1 mol desse íon contribui com 2 mols 
de cargas positivas para a solução. Na segunda equação, a concentração 
molar de íons cloreto corresponde a duas vezes a quantidade do cloreto de 
magnésio ou 2 x 0,100. Para obter a equação de balanço de carga, igualamos 
as concentrações de cargas positivas com a concentração de cargas negativas 
como apresentado abaixo: 
 
 
 
Considerando que uma solução de pH neutro, [H3O+] e [OH–] são muito 
pequenas e iguais, podemos então simplificar a equação de balanço de carga 
da seguinte maneira: 
 
 
 
Exemplo 2.1. Escreva a equação de balanço de carga para o sistema formado 
quando uma solução de NH3 0,010 mol/ L é saturada com AgBr. 
 
SOLUÇÃO: Nesse caso, as equações para os equilíbrios pertinentes em 
solução são: 
AgBr (s) ↔ Ag+ + Cl- 
Ag+ + NH3 ↔ Ag(NH3)+ 
Ag(NH3)+ + NH3 ↔ Ag(NH3)2+ 
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 
 2 H2O ↔ H3O+ + OH- 
 
mol/ L de cargas positivas = 2 [Mg2+] + [H3O+] = 2 x 0,100 + 1 . 10–7 
mol/ L de cargas negativas = [Cl-] + [OH-] = 2 x 0,100 + 1 . 10–7 
2 [Mg2+] + [H3O+] = [Cl-] + [OH-] = 0,200 x 1 . 10-7 
2 [Mg2+] ≈ [Cl-] = 0,200 mol/L 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
27 
 
Logo, o balanço de carga é: 
[Ag+] + [Ag(NH3)+] + [Ag(NH3)2+ ] + [H3O+] + [NH4+ ] = [OH-] + [ Br -] 
 
Exemplo 2.2. Escreva a equação de balanço de carga para uma solução 
aquosa que contém NaCl, Ba(ClO4)2 e Al2(SO4)3. 
 
SOLUÇÃO: Vamos escrever as equações para os equilíbrios pertinentes em 
solução. 
 
NaCl(s) ↔ Na+ + Cl- 
Ba(ClO4)2 ↔ Ba2+ + 2 ClO4- 
Al2(SO4)3 ↔ 2 Al3+ + 3 SO42- 
2 H2O ↔ H3O+ + OH- 
 
Logo, a equação de balanço de carga para o sistema acima é: 
[Na+] + 2[Ba2+] + 3[Al3+] + [H3O+] = [Cl-] + [ClO4-] + 2[SO42-] + [OH-] 
Exemplo 2.3. Escreva a equação de balanço de carga para o HCl 0,1 M. 
SOLUÇÃO: As equações para os equilíbrios em solução são: 
 
H2O ↔ H+ + OH- ( equação simplificada) 
 HCl ↔ H+ + Cl- 
 ou 
 2 H2O ↔ H3O+ + OH- 
 HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- 
Sendo assim, temos: 
[H+] = [Cl-] + [OH-] ou [H3O+] = [Cl-] + [OH-] 
Esta relação é, algumas vezes, interpretada como a concentração total 
de íons H+ é a soma das contribuições provenientes do ácido e da água. 
Embora seja a aproximação usada, deve ser lembrado que não é possível 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
28 
 
distinguir experimentalmente entre os íons H+ provenientes das duas fontes. O 
símbolo [H+] refere-se sempre a concentração total dos íons hidrogênio (ou 
hidrônio) na solução, independente da fonte de origem. Usando a equação do 
balanço de carga podemos mostrar que: 
[H+] = [Cl-] + [OH-] 
[H+]= 0,1 + 0,0000001 
[H+] ≅ 0,1 M 
Se usarmos [H+] = 0,1 M, nenhum erro apreciável será cometido. 
2.2. BALANÇO DE MASSA 
O termo “equação de balanço de massa”, embora amplamente utilizado, 
é algo enganoso porque na verdade essas equações são realmente baseadas 
no balanço de concentrações em vez de massas. Entretanto, uma vez que 
todas as espécies se encontram no mesmo volume de solvente, não se cria um 
problema ao se referir a massas em vez de concentrações. 
Uma segunda relação que existe entre as concentrações das 
substâncias em solução se baseia na Lei de Conservação da Massa. Átomos 
não são criados nem destruídos nas manipulações químicas com isótopos 
estáveis. Os átomos de uma substância que são colocados numa solução 
devem permanecer nela em qualquer forma, a menos que eles escapem por 
precipitação ou evaporação. Este é o Princípio de Massa ou Material. 
O balanço de massa pode ser expresso em unidade de massa ou de 
mol. No balanço de massa os átomos são pesados: a massa da substância 
colocada no sistema é igual à massa total da substância em toda e qualquer 
parte do sistema. Uma versão mais útil do balanço de massa para soluções 
nas quais ocorrem reações químicas é o Balanço Molar. Enquanto no balanço 
de massa nós pesamos, no balanço molar nós contamos. Podemos contar 
átomos, íons ou moléculas, e o resultado expressamos usando concentrações 
molares. O Balaço Molar (BM) estabelece que a quantidade de todas as 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
29 
 
espécies em uma solução contendo um átomo particular (ou grupo de átomos) 
deve ser igual à quantidade desse átomo (ou grupo) liberado da solução. 
EXEMPLO 2.4. Escreva o balanço molar para o íon acetato em uma solução 
0,01 M de CH3COOH. 
SOLUÇÃO: O balanço de massa estabelece que a quantidade de ácido 
dissociado e não dissociado na solução deverá ser igual a quantidade de ácido 
acético colocado dentro da solução. 
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO- 
 BM (CH3COO-): 0,05 M = [CH3COOH] + [CH3COO-] 
 
 colocado em 
 solução dissociado 
 não dissociado 
EXEMPLO 2.5. Escreva o balanço de massa para os átomos de nitrogênio 
numa solução 0,1 M de NH4Cl. 
 
SOLUÇÃO: O NH4Cl contém um átomo de nitrogênio, de modo que a solução 
será 0,1 M em relação a este elemento. Na solução é rapidamente o seguinte 
equilíbrio, NH4+ ↔ NH3 + H+ , onde a concentração do nitrogênio estará 
distribuída entre as espécies NH4+ e NH3. Sendo assim, temos: 
 
BM(N): 0,1 M = [NH4+] + [NH3] 
Quando existem duas fontes de um mesmo átomo ou grupo de átomos, ambas 
as fontes devem ser levadas em consideração no balanço de massa. 
EXEMPLO 2.6. Escreva o balanço de massa para o íon acetato em uma 
solução constituída por CH3COOH 0,1 M e Ba(CH3COO)2 0,25 M. 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
30 
 
SOLUÇÃO: Os íons acetato presentes na solução são provenientes do ácido e 
do sal. O primeiro contribui com [CH3COO-] = 0,1 M, e o segundo com 
[CH3COO-] = 0,5 M por que cada mol de Ba(CH3COO)2 por litro contém dois 
moles de CH3COO- por litro. Os íons acetato provenientes das duas fontes são 
indistinguíveis na solução. Os íons acetato ocorrem como íons livres ou como 
moléculas de ácido acético devido a existência do seguinte equilíbrio em 
solução : CH3COOH ↔ CH3COO- + H+. Portanto, o balanço de massa será: 
BM (CH3COO-): 0,6 M = [CH3COOH] + [CH3COO-] 
Veremos, em seguida, como calcular a concentração de íons e moléculas 
numa solução de um ácido ou base fraca isoladamente, e quando em presença 
de um íon comum, e aplicando os conceitos de balanço de carga e massa. 
 
2.1. Escreva o balanço de carga para uma solução contendo H+, OH-, Ca2+, 
HCO3-, CO32-, Ca(HCO3)+, Ca(OH)+, K+ e ClO4-. Resposta: [H+] + 2 [Ca2+] + 
[Ca(HCO3)+] + [Ca(OH)+] + [K+] = [OH-] + [HCO3-] + 2[CO32-] + [ClO4-] 
 
2.2. Escreva o balanço de carga para uma soluçãode H2SO4 em água se o 
H2SO4 se ioniza em HSO4- e SO42-. Resposta: [H+] = [OH-] + [HSO4-] + 
2[SO42-] 
 
2.3. Balanço de carga: a) Suponha que o MgBr2 se dissolva para dar Mg2+ e 
Br-. Escreva a equação de balanço de carga para essa solução aquosa. b) 
Qual é o balanço de carga se, além de Mg2+ e Br-, forma-se MgBr+? Resposta: 
a) [H+] + 2[Mg2+] = [OH-] + [Br-]; b) [H+] + 2[Mg2+] + [MgBr+] = [OH-] + [Br-] 
 
2.4. Escreva o balanço de carga para uma solução de Ca(OH)2. Considere que 
as espécies presentes em solução são: CaOH+, Ca2+, H+ e OH-. RESPOSTA: 
2[Ca2+] + [CaOH+] + [H+] = [OH-] 
 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
Capítulo II- O princípio da eletroneutralidade (balanço de carga) e 
balanço de massa 
 
31 
 
2.5. Suponha que MgBr2 se dissolva para fornecer Mg2+ e Br-. (a) Escreva o 
balanço de massa para Mg2+ para uma solução 0,20 M de MgBr2; (b) escreva o 
balanço de massa para Br- para uma solução 0,20 M de MgBr2. Agora suponha 
que além de Mg2+ e Br- seja formado MgBr+. (c) Escreva o balanço de massa 
para o Mg2+ para uma solução 0,20 M de MgBr2. (d) Escreva o balanço de 
massa para o Br- para uma solução 0,20 M de MgBr2. RESPOSTA: (a) BM 
(Mg2+): 0,2 = [Mg2+]; (b) BM(Br-): 0,4 = [Br-]; (c) BM(Mg2+): 0,4 = [Mg2+] + 
[MgBr+]; (d) BM(Br-): 0,6 = [Br-] + [MgBr+]. 
 
2.6. Para uma solução aquosa de acetato de sódio 0,1 M, CH3COONa, um 
balanço de massa é simplesmente [Na+]= 0,1 M. Escreva o balanço de massa 
envolvendo o acetato. RESPOSTA: BM (CH3COO-): 0,1= [CH3COO-] + 
[CH3COOH]. 
 
 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
32
Muitas reações importantes ocorrem em solução, principalmente em água. 
É importante compreender o que está presente em uma solução aquosa e quais 
as espécies de reações ocorrem entre as substâncias inorgânicas. 
 
3.1. ELETRÓLITOS E NÃO-ELETRÓLITOS 
 
A análise quantitativa inorgânica é baseada na observação das reações 
químicas conduzidas em soluções aquosas. Portanto, é de suma importância ter 
um conhecimento geral das características das soluções aquosas de substâncias 
inorgânicas. 
 Um soluto pode estar presente como íons ou moléculas. A forma de um 
soluto pode ser identificada se observando se a solução conduz corrente elétrica. 
Sendo a corrente um fluxo de cargas, somente soluções que contém íons 
conduzem eletricidade. 
Um produto homogêneo obtido quando se dissolve uma substância 
(denominado soluto) num solvente (água) é chamada de solução. O soluto pode 
estar presente como íons ou moléculas. A forma do soluto pode ser identificada 
observando se a solução conduz corrente elétrica. Como já sabemos, a corrente é 
um fluxo de cargas, sendo assim somente soluções que contém íons conduzem 
corrente elétrica. As substâncias podem ser classificadas de acordo com seu 
comportamento quando em solução conduz corrente elétrica. Com base nisso, 
podemos classificar as substâncias em: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A água quimicamente pura é um condutor pobre de eletricidade, mas se 
(a) Eletrólitos: Substâncias que, quando dissolvida em água, formam uma solução 
capaz de conduzir corrente elétrica. Estas soluções eletrolíticas (soluções de 
eletrólitos) sofrem alterações químicas. São todas as substâncias inorgânicas, tais 
como: ácidos, bases e sais. 
(b) Não- eletrólitos: Substâncias que, quando dissolvidas em água, não conduzem 
corrente elétrica. Estas soluções de não-eletrólitos permanecem sem modificações. 
São exemplos de não-eletrólitos, as substâncias orgânicas, tais como: açúcar, 
glicose, glicerina, etanol e uréia. 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
33
nela dissolvemos ácidos, bases ou sais. A solução resultante não só conduzirá a 
corrente elétrica, mas também ocorrerão transformações químicas. Esse processo 
é conhecido como eletrólise. 
 
 
 
 
 
 
Os fenômenos que ocorrem durante a eletrólise podem ser estudados na 
célula eletrolítica (Figura 3.1). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3.1. Célula eletrolítica. 
 
A solução eletrolítica é colocada em um recipiente, no qual são imersos 
dois condutores (metais) chamados de eletrodos. Uma bateria é ligada aos 
eletrodos e assim, é estabelecida uma diferença de potencial. 
Os eletrólitos antes de serem dissolvidos podem ser classificados como 
substâncias iônicas ou moleculares. 
 
Eletrólise: Processo pelo qual uma substância em solução sofre decomposição 
pela passagem de corrente elétrica. A quantidade de substância liberada de 
qualquer eletrólito é proporcional à quantidade de corrente elétrica. 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
34
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3.2. Estrutura do retículo cristalino do cloreto de sódio sólido. 
Fonte: Atkins, Peter and Jones, L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A ionização de um soluto molecular como o HCl pela água pode ser 
considerada uma reação química e pode ser representada por: 
 
 
Substâncias iônicas: São substâncias que sofrem dissociação. O sólido é 
constituído de partículas carregadas. Neste caso, o solvente apenas separa o 
retículo cristalino em suas partes constituintes. A existência de íons hidratados 
nos cristais mostra que os dipolos da água podem ser atraídos por íons positivos 
ou negativos. Exemplo: Cloreto de sódio (Figura 3.2). 
 
 HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- 
 
 ou 
 
 HCl ↔ H+ + Cl- (reação simplificada) 
 
Substâncias moleculares: Essas substâncias sofrem ionização. As moléculas 
de HCl, por exemplo, são neutras e nos estados sólido, líquido e gasoso não 
conduzem corrente elétrica porque não possuem íons. No entanto, quando o HCl 
é colocado em água, a solução resultante conduz eletricidade, indicando a 
formação de partículas carregadas. Neste caso, houve a interação das moléculas 
neutras de HCl com as moléculas de água formando íons positivos e negativos 
que não existiam, isto é, ocorreu a formação de ligações de hidrogênio com a 
água. 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
35
 
 
3.2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
 
As soluções aquosas eletrolíticas conduzem corrente elétrica em maior ou 
menor grau dependendo do eletrólito; sofrem decomposição, ou seja, sofrem o 
fenômeno da eletrólise; e exibem propriedades coligativas de valores mais 
elevados do que as soluções não eletrolíticas de mesma concentração. Por 
exemplo: Ponto de congelação, anormalmente baixo; pressão de vapor e ponto de 
ebulição anormalmente elevados. 
Por outro lado, as soluções aquosas de não-eletrólitos não conduzem 
corrente elétrica, não sofrem decomposição e apresentam o mesmo efeito no 
ponto de congelação e de ebulição. Usando 1 mol de açúcar dissolvido em 1000 g 
de água, por exemplo, baixa o ponto de congelação da água para -1,86 ºC e a 
aumenta o ponto de ebulição de 0,51 ºC. 
 
3.3. TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
Esta teoria permite explicar por que as soluções de diversos compostos 
podem produzir a eletricidade. Os eletrólitos quando estão dissolvidos em água, 
se dissociam em átomos ou grupos de átomos eletricamente carregados, ou 
seja, íons que conduzem a corrente elétrica por migração. Esta dissociação é 
um processo reversível. O grau de dissociação varia de acordo o grau de 
diluição. A dissociação eletrolítica de compostos pode ser representada pelas 
equações de reação abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NaCl ↔ Na+ + Cl- 
 
MgSO4 ↔ Mg2+ + SO42- 
 
Na2SO4 ↔ 2 Na+ + SO42- 
 
CaCl2 ↔ Ca2+ + 2 Cl- 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
36
Osíons carregam cargas positivas ou negativas e como a solução é 
eletricamente neutro, o número total de cargas positivas deve ser igual ao 
número total de cargas negativas. O número de cargas transportadas por um 
íon é igual a valência do átomo. 
 
3.4. GRAU DE DISSOCIAÇÃO 
 
A maioria dos solutos que iremos estudar são eletrólitos, ou seja, formam 
íons quando dissolvidos em água (ou em alguns outros solventes) e então 
produzem soluções que conduzem eletricidade. 
Os eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente, enquanto 
os eletrólitos fracos ionizam-se apenas parcialmente. Isso significa que uma 
solução de um eletrólito fraco não produz corrente elétrica tão bem quanto uma 
solução contendo uma concentração igual de um eletrólito forte. A Tabela 3.1 
apresenta vários solutos que agem como eletrólitos fortes e fracos em água. Entre 
os eletrólitos fortes mostrados abaixo encontram-se ácidos, bases e sais. 
 
Tabela 3.1. Eletrólitos 
FORTES FRACOS 
 
Ácidos inorgânicos HNO3, 
HClO4, H2SO4, HCl, HI, HBr, 
HClO3 e HBrO3 
 
 
Muitos ácidos inorgânicos, incluindo 
H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3. 
Hidróxidos alcalinos e alcalinos 
terrosos 
Muitos ácidos orgânicos 
 
A maioria dos sais Amônia e muitas bases 
orgânicas 
 Haletos, CN-, SCN- de Hg, Zn 
e Cd. 
 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
37
As reações em soluções aquosas que se usam, na maioria dos casos, em 
análise qualitativa, são reações iônicas. Por isso, é muito importante para o analista 
saber em que medida os vários compostos estão dissociados em íons. 
 
 
 
 
 
Então, temos que: 
 
 
 
 
EXEMPLO 3.1. O grau de dissociação do ácido acético em solução 0,01 mol/L 
é α= 0,0419. 
 
SOLUÇÃO: Isto significa que, para a concentração de 0,01 mol/L, 4,19% da 
totalidade do ácido acético existe na forma dissociada (sob a forma de íons) e 
95,81% sob a forma de moléculas não dissociadas. 
 
Experimentalmente, podemos determinar o grau de dissociação 
utilizando os seguintes métodos: a partir condutividade elétrica da solução, a 
partir do abaixamento do ponto de congelação e entre outros. 
De acordo com a teoria da dissociação eletrolítica, a passagem da 
corrente através das soluções ocorre por migração dos íons existentes para os 
eletrodos de sinal contrário ao seu. Quanto maiores forem as concentrações 
dos dois íons na solução e maior a velocidade com que se desloquem, maior 
será a quantidade de corrente elétrica que passará através da solução e maior 
será a sua condutividade elétrica. 
O número que indica a fração da quantidade total de eletrólito dissolvido 
que está dissociada em íons chama-se grau de dissociação eletrolítica e 
representa-se por α . 
α= número de moléculas dissociadas 
número total de moléculas 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
38
A teoria clássica da dissociação eletrolítica de Arrhenius considera que a 
velocidade de deslocamento dos íons não varia ao variar a concentração da 
solução. Por isso, esta teoria atribui o aumento da condutividade equivalente 
com a diluição, ao aumento do grau de dissociação (α). Esta grandeza (α) é 
proporcional à diluição e que tende para um valor limite α= 1 (varia de 0 a 1), 
correspondente à dissociação total do eletrólito. 
 
 
 
 
 
EXEMPLO 3.2. Determinação da condutividade elétrica das soluções de HCl e 
CH3COOH. 
 
SOLUÇÃO: Os valores obtidos para ambos mostra que o ácido clorídrico está 
fortemente dissociado, enquanto o ácido acético só está 0,42%. Caso seja 
introduzida nestas soluções quantidades iguais de zinco metálico, será 
observado que na solução de HCl, o hidrogênio é liberado rapidamente e na 
solução de CH3COOH, a liberação é muito lenta. Esta diferença na atividade 
química das soluções de HCl e CH3COOH mostra a diferença da capacidade 
de cada para dissolver algumas substâncias pouco solúveis (zinco metálico) 
em água. Por isso, o ácido clorídrico (fortemente dissociado em íons) é um 
ácido forte, isto é, quimicamente ativo. O ácido acético, em solução está pouco 
dissociado, sendo assim considerado um ácido fraco. 
 
 
 
 
 
 
A atividade química das substâncias é dependente depende do grau 
de dissociação. 
CAPÍTULO III- TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
 
39
 
 
3.1. Classifique as substâncias seguintes como eletrólitos fortes, eletrólitos 
fracos ou não-eletrólitos: 
(a) CH3OH 
(b) CaBr2 
(c) KI 
d) HCl 
e) KOH 
f) CH3COOH 
 
3.2. O grau de dissociação do ácido cianídrico (HCN) em solução 0,02 mol/L é 
α= 0,08. Quanto está sob a forma de íons (dissociada) e sob a forma de 
moléculas não dissociadas? RESPOSTA: 8% (forma dissociada) e 92% (forma 
não dissociada) 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
40
Toda reação química tende a um estado de equilíbrio dinâmico e a 
composição no equilíbrio determina quanto de produto podemos esperar. É 
importante entender o equilíbrio e suas relações com a termodinâmica de 
maneira a manipular os resultados de uma reação pelo controle de condições, 
tais como temperatura e pressão. Neste capítulo serão apresentados os 
fundamentos sobre equilíbrio químico 
 
4. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Quando certas substâncias são colocadas para reagir, o que ocorre mais 
freqüentemente é a reação não se completar. Na verdade, à medida que a 
reação vai ocorrendo as concentrações dos reagentes vão diminuindo até atingir 
um ponto em permanecem constantes. Este estado em que as concentrações 
dos reagentes permanecem constantes é chamado de estado de equilíbrio. 
Considere que a seguinte reação: 
 
 
Onde A e B são os reagentes e C e D são os produtos da reação. 
Suponha que todas as espécies são solúveis no meio em que a reação é 
realizada. 
Agora, vamos imaginar uma experiência onde misturamos A e B num 
frasco. A concentração inicial de A é definida, dependente do número de mols 
de A e do volume do frasco. Com o tempo, a concentração de A diminui, a 
princípio rapidamente e depois mais vagarosamente para, finalmente, 
estabilizar-se, tornando-se constante. A concentração de B varia do mesmo 
modo, não sendo, porém necessário que tenha um valor inicial igual ao de A. As 
concentrações iniciais de C e D são iguais a zero. Com o tempo, C e D vão 
sendo formados e suas concentrações aumentam rapidamente a princípio e 
depois estabilizam-se. No tempo t, todas as concentrações se tornam 
a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
41
essencialmente constantes (Figura 4.1). 
 
[A] = [B]
[C] = [D]
 
Figura 4.1. Uma reação em solução atingindo o estado de equilíbrio. 
 
Após o estabelecimento do equilíbrio, a reação pode ser descrita como: 
 
 
 
A interpretação correta das concentrações aparentemente constantes dos 
reagentes e produtos após um dado tempo envolve o reconhecimento de que os 
produtos alcançam uma concentração onde sua velocidade de reação para tornar 
a formar as substâncias reagentes, em outras palavras, a reação inversa ocorre 
tão rapidamente quanto à reação direta: 
 
 
 
 
 
a A (g) + b B (g) → c C (g) + d D (g) (v1) 
c C (g) + d D (g) → a A (g) + b B (g) (v2) 
a A (g) + b B (g) → c C (g) + d D (g) (v1) 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
42
O resultado exato é que os produtos da reação direta (v1) são formados com 
a mesma velocidade com que eles desaparecem na reação inversa (v2). Esta 
situação é expressa matematicamente como: 
 
 
 
Uma vez estabelecido o estado de equilíbrio, este persiste indefinidamente, se 
não for perturbado(Figura 4.2). 
 
 
Figura 4.2. Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo. 
 
 Quando uma reação química pode ocorrer em extensão apreciável tanto na 
direção direta quanto na direção inversa, diz-se que é uma reação reversível. 
Sendo assim, temos: 
 
a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) 
v1 = v2 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
43 
 
4.2. Lei da ação das massas 
 
O conceito que descreve o equilíbrio químico foi proposto por Cato Guldberg e 
Peter Waage em 1864. Guldberg e Waage observaram que a concentração molar dos 
reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a certa 
relação. Esta relação era característica para cada tipo de reação e dependente apenas 
da temperatura, a qual eles denominaram de constante de equilíbrio. 
Sendo assim, propuseram a lei da ação das massas para resumir suas 
conclusões, cujo enunciado é: 
 
 
 
 
 
O fator importante na determinação da velocidade ou taxa de uma reação química 
não é apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de reagente por unidade 
de volume (concentração). 
Para uma reação do tipo aA (g) + bB (g) ↔ cC (g) + dD (g) , podemos 
escrever o quociente da reação como: 
 
 
 
 
Onde Kc é a constante de equilíbrio expressa em concentrações molares . 
 
Na expressão acima os símbolos entre colchetes representam concentrações 
em mols por litro ou pressões parciais (atm) e os expoentes representam os 
coeficientes na reação. A constante Kc é chamada constante de equilíbrio, a qual é 
característica para uma reação e varia apenas com a temperatura. A condição de 
“A velocidade de uma reação química é diretamente 
proporcional às concentrações dos reagentes”. 
Kc = [C]c . [D]d 
 [A]a . [B]b 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
44 
 
equilíbrio dada pela expressão acima é chamada lei do equilíbrio químico. 
As regras para escrever as constantes de equilíbrio são: 
1º) As concentrações ou pressões parciais dos produtos são sempre colocadas no 
numerador; 
2º) As concentrações ou pressões parciais são sempre colocadas no 
denominador; 
3º) Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das 
espécies dissolvidas em concentrações molares, [ ]; 
4º) As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos 
coeficientes estequiométricos da reação balanceada; 
5º) Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão. 
 
A Tabela 4.1 resume os tipos de equilíbrios químicos e as constantes de 
equilíbrio que são de importância na química analítica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
45 
 
Tabela 4.1. Tipos de equilíbrios químicos e as constantes de equilíbrio em química 
analítica. 
EQUILÍBRIO 
NOME E SÍMBOLO 
DA CONSTANTE DE 
EQUILÍBRIO 
REAÇÃO Keq 
 
Ionização da água 
 
 
Constante do produto 
iônico (Kw) 
 
 
2 H2O ↔ H3O+ + OH- 
 
 
Kw= [H3O+] . [OH-] 
 
 
 
Ionização de um 
ácido ou uma base 
fraca 
 
Constante de 
ionização ácida (Ka) 
 
Constante de 
ionização ácida (Kb) 
 
 
 
CH3COOH + H2O ↔ 
H3O+ + CH3COO - 
 
 
CH3COO - + H2O ↔ 
CH3COOH + OH- 
 
 
Ka= [H3O+] [CH3COO- 
 [CH3COOH] 
 
 
 
Kb= [CH3COOH] [OH] 
 [CH3COO-] 
 
Equilíbrio heterogênio 
entre uma substância 
pouco solúvel e seus 
íons em uma solução 
saturada 
 
 
 
Produto de 
solubilidade (Kps) 
 
 
AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl- 
 
 
Kps= [Ag+] . [Cl-] 
Formação de um íon 
complexo 
 
Constante de 
formação (βn) 
Ni2+ + 4CN- ↔ 
Ni(CN)42- 
β4= [Ni(CN) 42-] 
 [Ni2+] . [CN-]4 
 
Equilíbrio de oxidação 
e redução 
 
Constante redox 
(Kredox) 
 
Cu + 2 Fe3+ ↔ 
Cu2+ + 2 Fe2+ 
 
Kredox= [Cu2+] . [Fe2+] 
 [Fe3+] 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
46 
 
O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química 
favorece os reagentes ou os produtos no equilíbrio químico. 
a) Valores elevados de K > 103: O equilíbrio favorece fortemente os produtos. 
b) Valores intermediários de K (entre 10-3 e 103): Os reagentes e produtos estão 
presentes no equilíbrio em quantidades iguais. 
c) Valores pequenos de K < 10-3: O equilíbrio favorece fortemente os reagentes. 
A Figura 4.3 exemplifica os diferentes valores da constante de equilíbrio, em 
relação às concentrações dos reagentes e dos produtos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4.3. Diferentes valores da constante de equilíbrio em relação às 
concentrações dos reagentes e dos produtos 
 
EXEMPLO 4.1. Um químico misturou nitrogênio e hidrogênio e deixou-os reagir a 
500 K até a mistura atingir o equilíbrio com o produto final, amônia. Quando analisou 
a mistura, encontrou 0,796 mol/L de NH3, 0,305 mol/L de N2 e 0,324 mol/L de H2 no 
equilíbrio, a 500 K. Qual é a constante de equilíbrio (Kc) para a reação? 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
47 
 
SOLUÇÃO: A equação química é mostrada abaixo. 
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 
 
Agora, substituindo as concentrações molares na expressão da constante de 
equilíbrio. Eleve cada concentração a uma potência igual a coeficiente 
estequiométrico da espécie na reação química. Sendo assim, temos: 
 
 Kc = [NH3]2 = (0,796)2 = 61,1 
 [N2] . [H2]3 (0,305) . (0,324)2 
 
 Logo, a constante de equilíbrio K é igual a 61,1. 
 
EXEMPLO 4.2. Um professor de química iniciou um experimento com uma 
mistura consistindo de 0,500 mol/L de N2 e 0,800 mol/L de H2. Deixou-se atingir o 
equilíbrio com o produto, amônia. No equilíbrio, a uma certa temperatura, a 
concentração de NH3 era 0,150 mol/L. Calcule a constante de equilíbrio Kc para 
essa reação nessa temperatura. 
 
SOLUÇÃO: Escrevendo a equação química, temos: 
 
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 
 
A equação química acima implica que são necessários 1 mol de N2 e 3 mols 
de H2 para produzir 2 mols de NH3. Entretanto, devido à concentração molar de NH3 
aumentar a 0,150 mol/L para atingir o equilíbrio, a concentração de N2 diminui pela 
metade deste valor ou 0,075 mol/L, e a concentração de H2 de 1,5 vezes ou 0,225 
mol/L. A tabela de equilíbrio, com todas as concentrações em mols por litros, é 
portanto: 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
48 
 
Sendo assim, podemos calcular a constante de equilíbrio Kc para essa reação 
como sendo: 
 
Kc = [NH3]2 = (0,150)2 = 0,278 
 [N2] . [H2]3 (0,425) . (0,575)2 
 
EXEMPLO 4.3. Uma solução é preparada dissolvendo-se 1,00 mol de etanol e 1,00 
mol de ácido acético em água, a 100 ºC. O volume da solução é 250 mL. No 
equilíbrio, 0,25 mol de ácido acético é consumido e forma-se acetato de etila. 
Calcular a Kc da seguinte reação, a 100 ºC. 
 
SOLUÇÃO: Podemos escrever a equação química como: 
 
C2H5OH(aq) + CH3COOH(aq) ↔ CH3COOC2H5(aq) + H2O(l) 
 
A partir da equação química podemos verificar que são necessários 1 mol de 
C2H5OH e 1 mol de CH3COOH para produzir 1 mol de CH3COOC2H5. Vamos então 
calcular as quantidades das espécies em mols no equilíbrio e antes de aplicarmos 
os valores na constante de equilíbrio teremos que transforma os valores obtidos em 
concentração molar. 
 
 C2H5OH CH3COOH CH3COOC2H5 
Concentração molar 
inicial 
 
1,0 mol 
 
1,0 mol 
 
0 
Variação na 
concentração molar 
 
-0,25 mol 
 
-0,25 mol 
 
+0,25 
Concentração molar 
no equilíbrio 
 
0,75 mol0,75 mol 
 
0,25 mol 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
49 
 
Depois de obtidos as quantidades no equilíbrio, vamos calcular as 
concentrações molares das espécies presente em 250 mL (0,25 L). Lembrar que 
concentração molar é igual a quantidade em mols divido pelo volume em litros. 
 
 [C2H5OH]= 0,75 = 3,0 mol/L 
 0,25 
 
 [CH3COOH]= 0,75 = 3,0 mol/L Kc = [CH3COOC2H5] = 1 = 0,11 
 0,25 [C2H5OH] . [CH3COOH] (3) . (3) 
 
 [CH3COOC2H5]= 0,25 = 1,0 mol/L 
 0,25 
 
 
Logo, temos que a constante de equilíbrio é 0,11. 
 
 
4.3. O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
O princípio de Le Châtelier, postulado por Henri Louis Le Châtelier (1850-1936), um 
químico industrial francês, estabelece que: 
 
 
 
 
 
 
“Quando uma reação ou sistema em equilíbrio sofre uma alteração em 
suas condições, as proporções dos reagentes e dos produtos se ajustam 
de maneira a minimizar o efeito da alteração”. 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
50 
 
 
4.3.1. FATORES QUE INTERFEREM NO ESTADO DE EQUILÍBRIO DE UMA 
REAÇÃO QUÍMICA 
 
a) Efeito da concentração 
 
As variações nas concentrações as diversas espécies que intervém no 
equilíbrio químico pode alterá-lo. O princípio de Le Chatelier explica este fato 
considerando que, para um sistema em equilíbrio químico, a variação da 
concentração de um dos componentes constitui uma força. Por exemplo, se 
adicionamos H2 (g) ao sistema em equilíbrio. 
 adição de H2 
 
H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) 
 
Este tende a se ajustar de modo a anular o efeito do hidrogênio adicionado. 
Isto acontece quando o H2 se combina com o I2 para formar moléculas de HI, 
deslocando o equilíbrio para a direita no sentido dos produtos. Isto significa que a [HI] 
aumenta e a [I2] diminui. Por outro lado, se retiramos um dos componentes do sistema, 
por exemplo, H2 no sistema abaixo. 
 remoção de H2 
 
H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) 
 
 
O princípio de Le Chatelier prediz que o sistema se ajustará para fugir do efeito 
causado pela remoção de H2. Parte do HI se decompõe para formar H2, para 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
51 
 
substituir o que foi retirado. O efeito obtido é a diminuição da concentração de HI e 
o aumento da concentração de I2. O equilíbrio agora se desloca para a esquerda no 
sentido dos reagentes. 
 
b) Efeito da pressão 
 
As mudanças de pressão podem exercer considerável efeito sobre a posição 
de equilíbrio, ou quase nenhum efeito em absoluto. Por exemplo, um aumento na 
pressão de um sistema em que ocorre o seguinte equilíbrio: 
 
 diminui a pressão 
 
 2 NO2(g) ↔ N 2O4(g) 
 
 aumento da pressão 
 
A reação se deslocará para o lado com menor número de mols de gás, a fim 
de atenuar a elevação da pressão. Por outro lado, se a pressão diminui, a reação 
se deslocará para o lado com maior número de mols de gás para ajudar a não reduzir 
a pressão. Quando a reação alcança o equilíbrio, um aumento da pressão faz com 
que a reação prossiga no sentido do N2O4, pois isso reduz os mols totais de 
gás presentes e, conseqüentemente, a pressão. 
 
c) Efeito da temperatura 
 
Se no sistema onde acontece uma reação eleva-se a temperatura, a reação 
se deslocará para o lado que absorva calor (reação endotérmica). Por outro lado, se 
a temperatura diminui, a reação se deslocará para o lado que desprenda calor 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
52 
 
(reação exotérmica). Voltemos ao exemplo anterior. No sentido da esquerda para a 
direita, a reação é exotérmica, e no sentido contrário, é endotérmica, pois precisa 
romper uma ligação no dímero. Assim sendo, se T aumenta, a reação ocorrerá do 
produto ao reagente, e se T diminui, a reação ocorrerá no sentido contrário. 
 
 diminui a temperatura
 
 ∆Hº > 0 (endotérmica) 2 NO2(g) ↔ N 2O4(g) ∆Hº < 0 (exotérmica) 
 
 aumenta a temperatura 
 
Se a reação de esquerda para direita fosse endotérmica, dever-se-ia inverter a 
direção das setas. 
 
c) Ação de catalisadores 
 
O princípio de Le Chatelier ignora a presença do catalisador. O que acontece 
é que a velocidade de reação aumenta com a ação do catalisador porque ele 
abrevia o tempo necessário para que o sistema alcance o equilíbrio. Ele não 
modifica a posição de equilíbrio, pois tanto a reação direta como a inversa são 
catalisadas na mesma extensão, já que ele não sofre uma transformação 
permanente no curso da reação. O catalisador participa da reação formando 
substâncias intermediárias que reagem imediatamente fazendo com que ele seja 
regenerado. 
A Tabela 4.2 resume o efeito das perturbações sobre o equilíbrio. 
 
 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
53 
 
Tabela 4.2. Efeito das perturbações sobre o equilíbrio. 
 
Perturbação 
Alteração quando o 
sistema reacional 
retorna ao equilíbrio 
 
Efeito sobre o Equilíbrio Efeito sobre a 
constante 
Adição de reagente Parte do reagente 
adicionado é consumida 
Adição do produto Parte do produto 
adicionado é consumida 
Redução do volume 
Deslocamento para a direita Não há alteração 
 
Deslocamento para a esquerda Não há alteração 
 
Deslocamento no sentido do 
Aumento de pressão A pressão diminui 
 
Expansão do volume 
Diminuição de pressão A pressão aumenta 
 
Elevação de Temperatura Há consumo de energia 
térmica 
menor número de moléculas de 
gás 
Deslocamento no sentido do 
maior número de moléculas de 
gás 
Deslocamento no sentido 
endotérmico 
Não há alteração 
 
 
Não há alteração 
 
Há alteração 
Abaixamento de 
Temperatura 
Há desprendimento de 
energia térmica 
Deslocamento no sentido 
exotérmico 
Há alteração 
 
 
4.3.2. RELAÇÃO ENTRE A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO E A EXTENSÃO DE 
IONIZAÇÃO DE ELETRÓLITOS FRACOS 
 
Anteriormente, vimos no capítulo anterior que o comportamento dos eletrólitos 
fracos foi descrito pelo grau de dissociação (ou extensão de ionização). Vamos 
estudar agora como a extensão de ionização está relacionada com a sua constante 
de ionização. 
A extensão da ionização (ou grau de dissociação) é a fração do número total 
de mols do eletrólito fraco que se ioniza ou dissocia. É representada pela letra 
grega α e pode ser obtido a partir da equação abaixo. 
 
 
 
 
Consideremos como exemplo o ácido fraco CH3COOH. Seu equilíbrio de 
ionização é representado por: 
αααα = Concentração do eletrólito ionizado 
 Concentração total do eletrólito 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
54 
 
 
 
 
Aplicando a lei da ação das massas a este equilíbrio, temos: 
 
 
 
 
Onde Ka é a constante de equilíbrio do sistema e é conhecida como constante de 
ionização ácida ou dissociação do ácido fraco CH3COOH. 
 
Em uma solução C molar deste ácido, temos que: 
 
 
 
 
 
A partir da equação da reação podemos assumir que números iguais dos íons 
CH3COO- e H+ são produzidos. Então podemos escrever o seguinte: 
 
 
 e 
 
 
 
 Quando as relações acima são substituídos nas expressão do Ka, obtemos:ou 
 
 
CH3COOH ↔↔↔↔ H+ + CH3COO- 
- 
Ka= [H+] . [CH3COO-] 
 [CH3COOH] 
 
αααα = [CH3COO-] = [H+] 
 C C 
 
 [CH3COO-] = [H+] = αααα . C 
 [CH3COOH] = C - [CH3COO-] = C - αααα . C = C (1 - αααα) 
Ka= αααα . C. αααα . C 
 C (1 - αααα) 
 
 αααα2 _ = Ka 
 (1 - αααα) 
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
55 
 
 Para os valores de α < 0,1 ou Ka/C < 0,01, podemos considerar que (1 - α) ≅ 1. Sendo 
assim, podemos obter a seguinte equação aproximada: 
 
 
 ou 
 
 
 A equação acima só é válida se Ka/C < 0,01. 
 
EXEMPLO 4.4. Calcular o grau de dissociação para uma solução 0,1 mol/L de NH4OH a 25 
ºC. Dado: Kb= 1,74 . 10-5. 
SOLUÇÃO: Substituindo os valores indicados para a constante e a concentração na 
equação do grau de dissociação, obtemos: 
 
 αααα = 
1,0
10.74,1 5−
 = 1,34 . 10-2 = 1,34% 
 
EXEMPLO 4.5. A extensão de ionização de um ácido HA numa solução 0,05 M é 5,8%. 
Qual é a extensão de ionização deste ácido numa solução 0,2 M? 
 
SOLUÇÃO: Para calcularmos a extensão de ionização temos que encontrar a constante de 
ionização. Como a extensão de ionização para a solução 0,05 M de HA é menor que 0,1, 
então podemos considerar a seguinte equação: 
Ka = α2 . C 
Ka = (0,058)2 . (0,05) 
Ka = 1,68 . 10-4 
 
Encontrado Ka podemos calcular agora a extensão de ionização para uma solução 0,2 M de 
HA. Sendo assim, temos: 
Ka = α2 . C 
1,68 . 10-4 = α2 . (0,2) 
α = 2,89 . 10-2 = 2,9% 
 
Logo, a extensão de ionização mais concentrada de HA é 2,9%. 
αααα2 . C = Ka αααα = 
C
Ka
 
CAPÍTULO IV. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
56 
 
 
 
 
4.1. Num recipiente em que a seguinte reação alcançou o estado de equilíbrio, 2 SO2 + O2 
↔ 2 SO3, encontrou-se por análise 1,01 . 10-2 mols de SO3, 3,61 . 10-3 mols de SO2 e 6,11 . 
10-4 mols de O2, num litro de mistura. Calcular a constante de equilíbrio para a reação em 
questão. Resposta: Kc = 1,28 . 104. 
 
4.2. Num balão de um litro em uma dada temperatura, colocam-se 1 mol de SO2 e 1,0 mol 
de O2. Quando o equilíbrio é atingido, o frasco contém 0,925 mol de SO3. Calcular a 
constante de equilíbrio para a reação abaixo. Resposta: Kc = 2,8 . 102 
 
2 SO2 + O2 ↔ 2 SO3 
 
4.3. Um certo ácido orgânico tem um hidrogênio ionizável e numa solução aquosa 0,01 M 
está 1,8% ionizado. Qual o valor da constante de ionização do ácido? Resposta: Ka = 3,24 . 
10-6 
 
4.4. Qual é a concentração molar de uma solução de NH3 se está: 
a) 3,0% ionizada; 
b) 0,5% ionizada. 
Respostas: a) 0,02 M e b) 0,72 M 
 
4.5. A constante de ionização do ácido lático é 1,4. 10-4. Qual é sua extensão de ionização 
numa solução: 
a) 1,0 M; 
b) 0,01 M. 
Respostas: a) α = 1,2% e b) α = 11,15% 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
57 
 
Neste capítulo iremos estudar as constantes de dissociação em sistemas 
homogêneos. 
 
5. EQUILÍBRIOS ENVOLVENDO ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS 
 
Os eletrólitos fracos como ácidos e as bases fracas quando solubilizados num 
solvente como a água, ionizam-se, estabelecendo-se um equilíbrio reversível entre 
as espécies não dissociadas e os seus íons. A aplicação da Lei de Ação das Massas a 
estes equilíbrios, permite estabelecer a condição de equilíbrio. Com base nas 
respectivas constantes de dissociação é possível comparar a força dos ácidos e bases 
fracas. 
De acordo com o conceito de Brönsted e Lowry, ácido é uma substância capaz 
de ceder prótons e base é uma substância capaz de receber prótons. 
 
5.1. Ácidos fracos 
Os ácidos fracos são classificados em: 
A) Ácidos monopróticos 
 
A reação abaixo representa o equilíbrio de dissociação de um ácido monoprótico 
fraco. 
 
 
 ou 
 
 (forma simplificada) 
 
Sendo assim, podemos escrever a condição de equilíbrio como: 
 
 
 
Onde Ka é chamada de constante de dissociação do ácido fraco. 
HA + H2O ↔ H3O+ + A- 
HA ↔ H+ + A- 
Ka= [H+] . [A-] 
 [HA] 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
58 
 
Os equilíbrios iônicos mais comuns são aqueles que ocorrem com os ácidos, as 
bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da dissociação ou 
da dissociação iônica. 
Quanto mais forte for o ácido, maior será sua dissociação e maior será o valor da 
constante de dissociação Ka. Pelo valor de Ka , podemos prever a força de um ácido. 
 
EXEMPLO 5.1. Calcular as concentrações das espécies presentes numa solução 0,100 
M de ácido acético (CH3COOH). Dado: Ka= 1,8 . 10-5. 
SOLUÇÃO: A reação de dissociação do ácido acético é representada pela equação: 
 
CH3COOH(aq) ↔ H+(aq) + CH3COO-(aq) 
 
A expressão da constante de dissociação ácida (Ka) é dada abaixo. 
 
 
 
 
 
Considere que x moles de ácido acético se encontram dissociados por litro de solução 
no estado de equilíbrio. Pela equação de dissociação do ácido acético podemos ver que 
para cada mol de CH3COOH que se dissocia se formam 1 mol de íons H+ e 1 mol 
acetato. A tabela de equilíbrio é, portanto: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ka= [H+] . [CH3COO-] 
 [CH3COOH] 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
59 
 
 
 CH3COOH H+ CH3COO- 
Concentração molar 
inicial 
 
0,100 
 
0 
 
0 
Variação na 
concentração molar 
 
-x 
 
+x 
 
+x 
Concentração molar 
no equilíbrio 
 
0,100 - x 
 
x 
 
x 
 
Substituindo os valores no equilíbrio na equação da constante de dissociação do ácido 
fraco, temos: 
 
1,8.10-5 = (x) . (x) 
 (0,100 – x) 
 
Aproximação: Admitindo-se que x é pequeno em relação a 0,100, a concentração de 
ácido acético pode ser aproximada para: 
 
[CH3COOH] = 0,100 M 
 
Então, a equação acima torna-se: 
 
1,8 . 10-5 = x2 
 0,100 
 x2 = 1,8 . 10-6 
 x = 1,34 . 10-3 
 
 
Então, no estado de equilíbrio as concentrações das várias espécies presentes serão 
dadas por: 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
60 
 
 
[CH3COOH] = 0,100 mol/L 
 [H+]= 1,34 . 10-3 mol/L 
 [CH3COO-]= 1,34 . 10-3 mol/L 
 
Podemos verificar que o erro resultante na concentração de ácido acético não 
dissociado, em virtude da aproximação feita acima, é de 1,34% e então a aproximação 
pode ser considerada aceitável. 
 
Erro = 1,34 . 10-3 x 100 
 0,100 
 
Em geral, considera-se que a aproximação feita acima é aceitável quando este 
erro é menor que 5%. Em caso contrário, o valor de x deve ser calculado a partir da 
equação sem aproximação. 
 
 
B) Ácidos polipróticos 
Quando um ácido poliprótico se dissolve em água, os vários átomos de 
hidrogênio experimentam dissociação em diferente extensão. A dissociação do ácido 
se processa em sucessivas etapas. Por exemplo, ácido diprótico, H2SO3 se dissocia 
em duas etapas: 
 
 
 
 
No caso do ácido triprótico, H3PO4, tem-se três etapas. 
 
 
 
 
H2SO3 (aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + HSO3-(aq) 
HSO3-(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + SO32-(aq) 
H2PO4 (aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + H2PO42-(aq) 
 H2PO42- (aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + HPO4-(aq) 
 HPO4-(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + PO43-(aq) 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
61 
 
Se o ácido poliprótico é um eletrólito fraco, se pode aplica a lei de ação das 
massas e se obtém as seguintes expressões: 
 
Para o ácido H2SO3, têm-se: 
 
K1 = [H3O+] . [HSO3-] K2 = [H3O+] . [SO32-] 
 [H2SO3] [H2SO3-] 
 
Para o ácido H3PO4, têm-se: 
 
K1 = [H3O+] . [H2PO3-] K2 = [H3O+] . [HPO42-] K3 = [H3O+] . [PO43-] 
 [H3PO4] [H2PO4-] [HPO42-] 
 
Os termos K1, K2 e K3 se denominam constantes de dissociação primária, 
secundária e terciária, respectivamente. Cada etapa do processo de dissociação tem 
sua constante dissociação, sendo K1 > K2 > K3 e o maior destas constantes permitem 
conhecer a extensão com que cada dissociação ocorre a uma dada concentração. 
 
5.2. Bases fracas 
Como no caso dos ácidos fracos, as bases fracas são aquelas que 
moderadamente se dissociam em água. A dissociação de uma base fraca (BOH) em 
solução aquosa pode ser representada pela seguinte equação: 
 
 
 
Cuja expressão da constante de equilíbrio é dada abaixo. 
 
 
 
 
A constante Kb é chamada de constante de dissociação básica. 
BOH ↔ B+ + OH- 
Kb= [B+] . [OH-] 
 [BOH] 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
62 
 
 
Na Tabela 5.1 são apresentados alguns ácidos e bases, cada um com o valor 
correspondente de Ka ou Kb. Os ácidos estão na coluna da esquerda e as respectivas 
bases conjugadas na da direita. Os propósitos desta tabela estão resumidos abaixo: 
 
Tabela 5.1. Constantes de dissociação de alguns ácidos e suas bases conjugadas. 
 
 
Pode ser observado na tabela acima que um grande valor de K significa que na 
dissociação há predominância dos produtos, enquanto pequeno valor de K diz que os 
reagentes são favorecidos. Os ácidos mais fortes estão na parte de cima à esquerda e 
são aqueles que possuem maiores valores de Ka. As bases mais fortes estão na parte 
de baixo à direita. 
 
 
. 
 
Quanto mais fraco for o ácido, mais forte a sua base conjugada. Isto 
é, quanto menor o valor de Ka , maior o valor correspondente de Kb. 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
63 
 
EXEMPLO 5.2. Calcular as concentrações das espécies presentes numa solução 0,100 
M de amônia (NH3). Dado: Kb= 1,8.10-5. 
SOLUÇÃO: A reação de dissociação da base fraca é representada pela equação: 
 
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 
 
A expressão da constante de dissociação básica (Kb) é dada abaixo. 
 
 
 
 
Considere que x mols de amônia encontram-se dissociados por litro de solução 
no estado de equilíbrio. Pela equação de dissociação da amônia podemos ver que para 
cada mol de amônia que se dissocia se formam 1 mol de íons NH4+ e 1 mol OH-. A 
tabela de equilíbrio é, portanto: 
 
 NH3 NH4+ OH- 
Concentração molar 
inicial 
 
0,100 
 
0 
 
0 
Variação na 
concentração molar 
 
-x 
 
+x 
 
+x 
Concentração molar 
no equilíbrio 
 
0,100 - x 
 
x 
 
x 
 
Substituindo os valores no equilíbrio na equação da constante de dissociação 
da base fraca, temos: 
1,8.10-5 = (x).(x) 
 (0,100 – x) 
 
Aproximação: Admitindo-se que x é pequeno em relação a 0,100, a concentração 
de amônia pode ser aproximada para: 
Kb= [NH4+] . [OH-] 
 [NH3] 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
64 
 
 
[NH3] = 0,100 M 
 
Então, a equação acima torna-se: 
 
1,8 . 10-5 = x2 
 0,100 
 x2 = 1,8 . 10-6 
 x = 1,34 . 10-3 
 
Então, no estado de equilíbrio as concentrações das várias espécies presentes 
serão dadas por: 
 
[NH3] = 0,100 mol/L 
 [NH4+]= 1,34 . 10-3 mol/L 
[OH-]= 1,34 . 10-3 mol/L 
 
Podemos verificar que o erro resultante na concentração de amônia não 
dissociada, em virtude da aproximação feita acima, é de 1,34% e então a aproximação 
pode ser considerada aceitável. 
 
Erro = 1,34 . 10-3 x 100 
 0,100 
 
Em geral, considera-se que a aproximação feita acima é aceitável quando este 
erro é menor que 5%. Em caso contrário, o valor de x deve ser calculado a partir da 
equação sem aproximação. 
 
 
 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
65 
 
5.3. Produto iônico da água 
 
 A dissociação da água foi demonstrada há muitos anos por Friedrich Kohlrausch 
(1840-1910). Em cuidadosas e minuciosas experiências, Kohlrausch mostrou que a 
mais pura das águas apresenta uma pequena, porém definida, condutividade elétrica. 
Essa pequena condutância evidencia a presença de íons que devem provir da própria 
dissociação da água. 
A formação desses íons pode ser descrita pela seguinte equação abaixo. 
 
 
 
Apesar do próton não estar livre, mas associado a moléculas de água com 
formação do íon hidrônio, H3O+, a dissociação da água costuma ser descrita de maneira 
simplificada como: 
 
 
Este equilíbrio pode ser descrito pela equação: 
 
 
 
 
 
Como a concentração da água pode ser considerada constante em soluções 
diluídas, podemos reescrever a equação acima da seguinte maneira: 
 
 
 
Este produto é chamado de “produto iônico da água” ou constante de 
dissociação da água (Kw), onde seu valor é igual 1,0 . 10-14 a 25 ºC. Logo, podemos 
concluir que: 
 
 
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- 
 H2O ↔ H+ + OH- 
K= [H+] . [OH-] 
 [H2O] 
 
Kw= [H+] . [OH-] 
 
[H+] = [OH-] = 1,0.10-7 mol/L, a 25 ºC 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
66 
 
 Isto significa que a concentração dos íons da água não pode variar 
independentemente. Se uma aumenta a outra deve diminuir, pois Kw tem que 
permanecer constante. Simplificando : 
 
 
 
 
 
 
5.4- Constantes de Dissociação para Pares Ácido-Base Conjugados 
 
Considere a expressão da constante de dissociação da base para a amônia e a 
expressão da constante de dissociação para o seu ácido conjugado, o íon amônio: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Multiplicando a expressão de uma constante de equilíbrio pela outra, temos: 
 
 
 
 
 
 
Logo, podemos escrever: 
 
EXEMPLO 5.3. Qual o valor de Kb para o equilíbrio abaixo. Dado: Ka= 6,2 . 10-10 para o 
Soluções Neutras: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
Soluções Ácidas: [H+] > [OH-] ou [H+] > 10-7 mol/L e [OH-] < 10-7 mol/L 
Soluções Básicas: [OH-] > [H+] ou [OH-] > 10-7 mol/L e [H+] < 10-7 mol/L 
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Kb= [NH4
+] . [OH-] 
 [NH3] 
 
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Ka= [NH3] . [H3O
+] 
 [NH4+] 
 
Ka.Kb= [NH3] . [H3O+] . [NH4+] . [OH-] = [H3O+]. [OH-] 
 [NH4+] [NH3] 
 
 Kw 
Kw= Ka . Kb 
 
CAPÍTULO V- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS 
 
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HCN. 
 
CN- + H2O ↔ HCN + OH- 
 
SOLUÇÃO: Aplicando na seguinte expressão,