Introdução à Cinética Química

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Unidade II
Unidade II
5 INTRODUÇÃO À CINÉTICA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Durante uma reação química os reagentes se transformam em produtos.
Reagentes → Produtos
A cinética química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores 
que interferem na velocidade delas.
Esse estudo é importante porque conhecendo os fatores que interferem na velocidade das reações 
será possível encontrar formas de controlar o tempo de desenvolvimento delas, tornando-as mais lentas 
ou mais rápidas, conforme a necessidade.
Por exemplo, conhecer as reações químicas que fazem parte do amadurecimento de uma fruta nos 
dará informações sobre como podemos retardar esse processo e fazer com que ela esteja apropriada 
para consumo por mais tempo.
Figura 41 – Banana madura
Outro exemplo é a reação de escurecimento da polpa da maçã. Assim que cortamos uma maçã, a 
enzima que a escurece é liberada. O contato com o oxigênio do ar e a luz aumenta a velocidade desta 
enzima, a polifenoloxidase. Inicia-se portanto uma ação relativamente lenta de oxidação de compostos 
presentes na polpa, cujos produtos, embora possam ser consumidos sem problemas, não são agradáveis 
aos olhos. Esta reação pode ser inibida, ou seja, ter sua velocidade muito diminuída, se pingarmos 
algumas gotas de limão na polpa da maçã. Ela permanecerá clara e parecerá muito mais apetitosa 
aos olhos do consumidor. Isso acontece porque a acidez cítrica inibe a reação enzimática, diminuindo 
drasticamente sua velocidade.
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FÍSICO-QUÍMICA
Figura 42 – Polpa de maçã
A data de validade de um fármaco está relacionada à degradação do princípio ativo (o que pode 
tornar o fármaco ineficaz) e à formação de subprodutos que poderiam ou não ser nocivos à saúde. 
Estudar a velocidade de um processo químico também é importante para conhecer a ação de um 
fármaco no organismo e até mesmo seu tempo de ação.
Figura 43 – Fármacos
Observando a figura a seguir, no estudo da velocidade das reações, percebe-se que no início da 
reação a quantidade de reagentes é máxima e, conforme ela avança, os reagentes interagem e formam 
produtos, portanto a quantidade de reagentes diminui com o tempo. Pode atingir um valor igual a zero 
ou constante. Já no começo da reação a quantidade de produtos é zero, pois neste instante ainda não 
ocorreu formação de produtos. Conforme ocorre a progressão, tem-se o desenvolvimento dos itens e a 
quantidade de cada produto aumenta com o tempo até atingir um valor máximo e constante.
Produto
Reagente
Tempo
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
Figura 44 – Gráfico da variação da concentração dos reagentes e produtos em função do tempo
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Unidade II
Para estudar a velocidade das reações químicas, medimos a variação da quantidade de reagente que 
foi consumido ou a variação da quantidade de produto formado com o passar do tempo.
reação
 quantidade de reagente ou produto
V
 tempo
∆
=
∆
As quantidades das substâncias podem ser medidas em: quantidade de matéria (mol), concentração 
molar (mol.L-1), massa, volume e pressão (principalmente no caso de gases). Considere a seguinte reação 
química genérica:
A + B → C + D
 Observação
A notação [ A ] significa concentração molar da substância A, ou seja, 
concentração da substância A em mol.L-1
A velocidade média de formação da substância C, por exemplo, pode ser dada por:
[ ] [ ] [ ]final inicial
media media
final inicial
C CC
V ou V
t T T
−∆
= =
∆ −
onde [C]final e [C]inicial correspondem, respectivamente, à concentração final e inicial da substância C, e 
Tfinal e Tinicial correspondem, respectivamente, ao tempo final e inicial do intervalo estudado.
Consta na sequência um exemplo de exercício resolvido:
Considerando a reação A+B→C+D, se aos 5 minutos a concentração da substância C for igual 
a 0,2 mol.L-1 e após 10 minutos constatarmos a existência de 0,6 mol.L-1 da substância C, qual é a 
velocidade média da reação neste intervalo de tempo?
[C]final = 0,6 mol.L
-1 ; [C]inicial = 0,2 mol.L
-1 ; Tfinal = 10 min ; Tinicial = 5 min
[ ] [ ]final inicial
média
final inicial
C C
V 
T T
−
=
−
então
( )
( )média
0,6 0,2
 V 
10 5
−
=
−
Portanto, Vmédia = 0,08 mol.L
-1 . min-1
É importante notar que a velocidade pode ser trabalhada ou não em módulo. Se a opção for por não 
utilizar os resultados em módulo, teremos a seguinte interpretação dos sinais:
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FÍSICO-QUÍMICA
• Velocidade positiva: quando o valor da velocidade for positivo, trata-se da velocidade de 
produção da substância, ou seja, estamos determinando com qual velocidade uma substância 
é produzida.
• Velocidade negativa: quando o valor da velocidade for negativo, trata-se da velocidade de 
consumo da substância, ou seja, estamos determinando com qual velocidade uma substância 
está sendo consumida.
Algumas transformações ocorrem tão rapidamente (como uma explosão, que pode levar milésimos 
de segundos para acontecer), que é quase impossível medir a variação das quantidades dos reagentes 
e/ou produtos com o decorrer do tempo. Outras mudanças são tão lentas que o tempo necessário para 
que ocorra uma alteração nas quantidades das substâncias envolvidas é extremamente longo (como as 
reações de corrosão do ferro, nas quais o metal reage com o oxigênio e a umidade do ar, dando origem 
a óxidos solúveis).
Figura 45 – Explosão e fogos de artifícios
Figura 46 – Corrosão
Em uma reação química, na maioria das vezes, a proporção em número de mols das substâncias que 
reagem e das que são formadas é diferente, como mostrado no exemplo que se segue:
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
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Nesta reação ocorre o consumo de 1 mol de nitrogênio gasoso (N2) juntamente com 3 mols de hidrogênio 
gasoso (H2), ao mesmo tempo em que se formam 2 mols de amônia gasosa (NH3). Observando as diferentes 
proporções em número de mols, podemos perceber que a velocidade média de consumo do N2 é diferente da 
velocidade média de consumo de H2, que por sua vez difere da velocidade média de formação de NH3.
Como se pode, então, calcular a velocidade média da reação em função de qualquer substância, 
reagente ou produto, ao mesmo tempo?
A velocidade pode ser média se o intervalo for longo, instantânea em caso de infinitesimal e inicial se 
for considerado o início da reação. A velocidade inicial é especialmente importante em reações compostas 
que envolvem várias etapas nas quais reações e produtos secundários podem afetar a velocidade global. 
Por sua vez, a velocidade média da reação pode ser considerada como o módulo da velocidade de 
consumo de um dos reagentes ou módulo da velocidade de formação de um dos produtos, dividido pelo 
respectivo coeficiente da substância na equação da reação balanceada.
Portanto, no caso da velocidade média da reação anterior que forma amônia, teremos:
NH3N2 H2
mReação
VV V
V
1 3 2
= = =
Vejamos na sequência outro exemplo:
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + 1 O2 (g)
A fórmula da velocidade média da reação anterior será dada por:
N2O5 NO2 O2
mReação
V V V
V
2 4 1
= = =
A combustão da amônia (NH3) é representada pela reação química:
4NH3 (g) + 5O2 (g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
Experimentos indicaram que, em determinado momento, a amônia estava sendo queimada a uma 
velocidade de 0,24 mol.L-1.s-1
• Calcule a velocidade de consumo de oxigênio (O2) nesse mesmo momento.
• Calcule a velocidade de produção de H2O nesse mesmo momento.
— Dado: VNH3 = 0,24 mol.L
-1.s-1. Escrevendo-se a equação da velocidade média da reação, obtém-se:
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FÍSICO-QUÍMICA
NH3 O2 NO H2O
mReação
V V V V
V
4 5 4 6
= = = =
Sabendo que todos os termos mencionados são iguais pode-se escrever a igualdade entre o termo 
referente à substância da qual se conhece a velocidade (VNH3) e o outro relativo à substância que se quer 
calcular (VO2):
NH3 O2V V
4 5
=
Substituindo na igualdade o valor da velocidade de consumo de amônia NH3 em módulo, calcula-se a VO2:
NH3 O2V V
4 5
= ⇒ O2
V0,24
 
4 5
= ⇒ O2V0,06
5
= ⇒ VO2 = 0,30 mol.L
-1.s-1
— Para calcular VH2O, escreve-se a igualdadeentre o termo da substância que se conhece a 
velocidade (VNH3) e aquele da substância na qual se deseja calcular a velocidade:
NH3 H2OV V
4 6
=
Agora, basta substituir o valor da VNH3:
NH3 H2O H2O H2OV V V V0,24 0,06 
4 6 4 6 6
= ⇒ = ⇒ = ⇒ VH2O = 0,36 mol.L-1.s-1.
5.1 Energia envolvida nas reações químicas
Reações químicas estão sempre relacionadas à energia. Por exemplo, a queima de madeira libera 
calor (energia térmica) e energia luminosa; já a reação que ocorre em uma pilha, produz energia 
elétrica. A reação de “queima” de glicose no organismo fornece energia química para o funcionamento 
das células.
Quando acontece uma reação química, ela pode absorver ou liberar energia no processo de 
transformação dos reagentes a produtos.
Por exemplo, a reação de decomposição do carbonato de cálcio sólido (CaCO3) em óxido de cálcio 
sólido (CaO) e gás dióxido de carbono (CO2) ocorre se houver fornecimento de energia (em forma de 
calor) ao sistema, a qual é absorvida:
CaCO3 (s) + calor → CaO (s) + CO2 (g)
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Como houve absorção de calor na produção de CaO e CO2, pode-se dizer que a energia “entrou” no 
sistema e os produtos apresentam maior energia que o reagente CaCO3. Então, graficamente a energia 
envolvida na reação pode ser esquematizada assim:
Produtos
Energia 
"entrando"
Reagentes
Caminho da reação0
En
er
gi
a
Figura 47 – Gráfico de energia do sistema em função do caminho da reação – sistema com absorção de calor
Reações que absorvem energia para que os produtos se formem são chamadas reações endotérmicas.
Em outro exemplo, a reação de combustão do etanol líquido (C2H5OH) em presença de oxigênio 
gasoso (O2), após uma pequena faísca, ocorre liberando grande quantidade de calor.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2CO2 (g) + 3 H2O (l) + calor
Como houve liberação de calor quando se formaram os produtos CO2 gasoso e H2O líquida, pode-se 
dizer que a energia “saiu” do sistema e esses produtos apresentam menor energia que aquela dos reagentes 
C2H5OH e O2. Então, graficamente a energia envolvida na reação pode ser esquematizada assim:
Produtos
Energia 
"saindo"
Reagentes
Caminho da reação0
En
er
gi
a
Figura 48 – Gráfico de energia do sistema em função do caminho da reação – sistema com liberação de calor
Reações que liberam energia para que os produtos se formem são chamadas reações exotérmicas.
A medida da variação da quantidade de calor liberada ou absorvida por uma reação, a pressão 
constante, é denominada “variação de entalpia”, com símbolo ∆H. Como é uma variação, pode-se 
determiná-la como ∆H = Hfinal
 - Hinicial, sendo entalpia inicial (Hinicial) a quantidade de energia dos reagentes 
e entalpia final (Hfinal) a quantidade de energia dos produtos. Assim sendo, é correto afirmar que:
• Nas reações endotérmicas a energia dos produtos é maior que aquela dos reagentes, pois houve 
absorção de energia no processo. Desta forma, como Hfinal é maior que a inicial, o valor de ∆H será 
positivo (∆H>0).
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FÍSICO-QUÍMICA
• Nas reações exotérmicas a energia dos produtos é menor que aquela dos reagentes, pois houve 
liberação de energia no processo. Desta forma, como Hfinal é menor que a inicial, o valor de ∆H será 
negativo (∆H<0).
É importante salientar que a variação de entalpia não depende do caminho da reação, mas da 
energia inicial (dos reagentes) e final (dos produtos).
5.2 Condições para que ocorra reação química
Para que uma reação química se inicie, é necessário que algumas condições sejam satisfeitas:
• Os reagentes devem estar em contato, o que depende de seu estado de agregação ou dispersão 
(sólidos, líquidos ou gasosos).
• É preciso que haja afinidade química entre os reagentes, ou seja, tendência natural para reagirem. 
Quanto maior for a afinidade química entre os reagentes, maior será a sua tendência de reação. 
A afinidade depende da natureza dos reagentes. Por exemplo, ácidos e bases apresentam grande 
afinidade química, formando sempre sal e água.
• Deve haver colisões eficazes entre as moléculas dos reagentes. Quanto maior for a frequência e a 
violência dos choques eficazes entre os reagentes, maior será a probabilidade de reação.
5.3 Teoria das colisões eficazes
Estudando a forma como as moléculas dos reagentes se quebram para formar as moléculas dos 
produtos, descobriu-se que alguns fatores são determinantes na velocidade das reações químicas:
• Quantidade de energia: existe uma energia mínima necessária para que a reação química aconteça.
Isso ocorre porque para quebrar as ligações que estão nas moléculas dos reagentes é necessário que 
o sistema disponha de uma energia considerável – a chamada “energia de ativação”, que é suficiente 
para que seja vencida a barreira energética natural que separa os reagentes dos produtos.
Essa barreira pode ser inserida nos gráficos das figuras anteriores e apresentada da seguinte forma:
Energia Energia
Produtos
Produtos
Caminho da reação Caminho da reação
Reação exotérmica Reação endotérmica
Reagentes
Reagentes
Calor 
liberado
Calor 
absorvido
Ea
Ea
Figura 49 – Gráficos de barreira de energia e de avaliação da energia de ativação
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Unidade II
Como exemplo, tem-se a reação do hidrogênio gasoso (H2) com iodo gasoso (I2), apresentada no 
gráfico a seguir, formando iodeto de hidrogênio (HI), também gasoso.
Complexo 
ativado
Reagentes
Ecomplexo ativado
Ereag
Eprod
Energia
Produtos
Caminho da reação
HI HI
H2
I2
H2 + I2 → 2 HI
Reação
Energia de 
ativação
Figura 50 – Gráfico de variação da energia em função do caminho da reação, 
mostrando a barreira energética, energia de ativação
Na análise do gráfico da figura anterior fica claro que se aos reagentes não for fornecida uma 
energia adicional, suficiente para chegar em uma estrutura conhecida como “complexo ativado”, os 
produtos não se formarão. Esta “energia adicional” que se deve proporcionar aos reagentes é chamada 
de energia de ativação (Ea).
Quando a energia fornecida aos reagentes (Ereag) é igual ou maior que aquela de ativação, forma-se 
o complexo ativado.
 Observação
A energia de ativação não está relacionada à variação de entalpia (∆H) 
da reação, pois o cálculo de ∆H é feito somente com os valores de entalpia 
dos reagentes e entalpia dos produtos.
Perceba que no exemplo dado é necessário fornecer uma energia considerável aos reagentes (Ea é 
grande), mas após a formação dos produtos, percebemos que a energia dos itens é menor que a dos 
reagentes e, portanto, o valor de ∆H será negativo, ou seja, a reação libera energia.
Teoricamente, o complexo ativado é uma estrutura intermediária instantânea, altamente energética, 
na qual as ligações que formam as moléculas dos reagentes estão se quebrando no mesmo instante em 
que as ligações químicas dos produtos já estão se formando. A figura que se segue mostra um esquema 
no qual as moléculas de H2 e I2 colidem formando inicialmente o complexo ativado e logo depois dando 
origem às duas moléculas de HI, ou seja, os produtos.
99
FÍSICO-QUÍMICA
I
H H
I
I
H H
H
H
I
I
I
Reagentes Complexo 
ativado
Produtos
2 HI
H2 I2
Ligações químicas dos reagentes Ligações químicas dos produtos
Figura 51 – Colisão de reagentes (H2 e I2), estrutura do complexo ativado e formação dos produtos
Quanto maior for a violência das colisões, maior será a energia fornecida aos reagentes para formação 
do complexo ativado, e maior a probabilidade dos produtos se constituírem.
• Orientação das moléculas: outro fator determinante na velocidade de uma reação química é 
a orientação apropriada das moléculas no instante da colisão. Essa condição depende também 
do tamanho e do formato das moléculas reagentes. Se as moléculas dos reagentes colidirem na 
orientação apropriada, haverá ocorrência do complexo ativado com consequente formação dos 
produtos. Caso ela não seja apropriada, a reação não ocorre.
I I
H
H
H2 I2 Não se formam produtos 
pois não há ocorrência do 
complexo ativado
+
Colisão com orientação não apropriada
Figura 52 – Colisão com orientaçãonão apropriada
Quanto maior for o número de colisões entre as moléculas, maior é a probabilidade de ocorrerem 
colisões nas quais a quantidade de energia é suficiente e nas quais a orientação é apropriada, o que 
aumenta a probabilidade de formação de produto, elevando a velocidade da reação química.
Conclusão: uma colisão eficaz entre moléculas dos reagentes é aquela que ocorre com orientação 
apropriada e energia mínima para formar o complexo ativado (igual ou maior à energia de ativação). 
Uma colisão assim é chamada eficaz porque dará origem a produtos. Qualquer uma delas que aconteça 
com energia inferior à de ativação ou com orientação inapropriada não dará origem a itens e por isso é 
classificada como colisão “não eficaz”.
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Unidade II
Assim sendo, todos os fatores que interferem na velocidade das moléculas e na quantidade e 
intensidade de choques entre elas irão interferir na velocidade das reações químicas: estado de agregação 
das moléculas e consequente superfície de contato, temperatura, pressão (em reações nas quais participa 
ao menos uma substância no estado gasoso), presença de luz ou eletricidade, aumento ou diminuição da 
concentração dos reagentes.
 Observação
Toda reação química tem uma energia de ativação. Essa energia de 
ativação pode ser muito pequena, próxima de zero, ou muito grande.
5.4 Fatores que interferem na velocidade de uma reação química
Qualquer fator que interfira nas colisões entre os reagentes irá fazê-lo na velocidade da 
reação química.
• Estado físico e superfície de contato: os gases reagem mais facilmente que os líquidos e esses o 
fazem melhor que os sólidos. Isto ocorre devido à velocidade de deslocamento das moléculas que 
é maior nos gases e líquidos, o que facilita as colisões entre as partículas e aumenta a velocidade 
das reações.
Se em uma reação há reagentes em fases diferentes (líquidos e gases, sólidos e líquidos ou sólidos e 
gases), o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade das reações.
Considere uma reação entre uma substância sólida e outra líquida: quanto menores forem as 
partículas do sólido, maior será a área de superfície sólida e, portanto, maior a superfície de contato 
entre as partículas de ambas as substâncias, e maior é a possibilidade de essas partículas colidirem umas 
com as outras.
Um exemplo é quando se acrescenta um comprimido de Sonrisal® triturado à água e ele se dissolve 
mais rapidamente do que se estivesse inteiro; isto acontece porque aumentamos a superfície de contato 
que reage ao líquido. Podemos usar também como modelos o fato de quando mastigamos um alimento 
ele é reduzido a muitos pedaços pequenos, não só para facilitar a deglutição como para melhorar o 
processo digestivo, pois aumentando sua superfície de contato com os ácidos e enzimas estomacais, 
a velocidade do processo de digestão será aumentada; pelo mesmo motivo a palha de aço de 8 g 
se enferruja (sofre reação de corrosão) bem mais rápido do que um parafuso de aço de 8 g quando 
deixados ao ar e umidade, pois na palha de aço a área de superfície de contato do aço com o oxigênio 
do ar é bem maior que a do aço contido no parafuso.
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FÍSICO-QUÍMICA
Figura 53 – Palha de aço
Figura 54 – Parafusos de aço
Sabe-se ainda que carvão em pedaços pequenos queima bem mais rápido do que em pedaços 
grandes, pois assim a área de superfície de contato com o oxigênio do ar é maior, aumentando a 
velocidade da reação de combustão.
Figura 55 – Carvão em reação de combustão
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Unidade II
• Temperatura: a temperatura interfere diretamente na velocidade das reações químicas. É de 
conhecimento geral que um alimento pode permanecer mais tempo apropriado para consumo se 
ficar na geladeira, ou seja, se sua temperatura de armazenamento for reduzida.
Figura 56 – Alimentos armazenados em geladeira
Por que?
Inicialmente, sabe-se que as moléculas que se movimentam apresentam energia cinética, ou seja, 
energia relacionada ao movimento. Quanto maior for o calor aplicado sobre as moléculas, mais elas se 
movem e maior é sua energia cinética.
O gráfico a seguir mostra a distribuição de energia cinética das moléculas de um gás ou um líquido 
em uma determinada temperatura T.
Baixa
B A
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura TMaioria
Média Alta Energia 
cinética
• Ponto M: a maioria das 
moléculas possui um valor de 
energia cinética correspondete 
ao valor médio.
• Ponto B: poucas moléculas são 
mais lentas que a maioria.
• Ponto A: poucas moléculas são 
mais rápidas que a maioria.
Figura 57 – Gráfico da curva de distribuição da energia das moléculas de um gás em sólido ou líquido
A observação da curva de distribuição da energia cinética no gráfico da figura a seguir mostra que 
apenas uma parte das moléculas do sistema possui energia cinética maior ou igual à energia de ativação 
(Ea) na temperatura de trabalho T1, conforme se pode observar na imagem seguinte.
103
FÍSICO-QUÍMICA
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura T1
Maioria
Média Ea Energia 
cinética
Quantidade de moléculas com 
energia cinética superior a Ea 
(energia de ativação)
Figura 58 – Gráfico da quantidade de moléculas em energia cinética superior a energia de ativação
Portanto, poucas moléculas estarão em condições de ter colisões eficazes e formar produtos, ou seja, 
a velocidade da reação será pequena.
No entanto, se a temperatura for aumentada para T2, a curva da distribuição da energia cinética das 
moléculas muda, como se pode observar no gráfico posterior, e assim se altera também a quantidade 
de moléculas que consegue ter energia cinética maior ou igual à energia de ativação.
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura T1
Temperatura T2 > T1
Maioria
Média Ea Energia 
cinética
Figura 59 – Gráfico do aumento do número de moléculas com energia maior 
que a energia de ativação causada pela elevação de temperatura
Portanto, podemos afirmar que, quando a temperatura é aumentada de T1 para T2, uma quantidade 
maior de moléculas terá energia cinética maior ou igual à energia de ativação, e mais moléculas 
poderão formar o complexo ativado e dar origem aos produtos e assim será aumentada a velocidade 
da reação química.
Conclusão: quanto maior for a temperatura, maior a energia cinética das moléculas e maior a 
velocidade das partículas; portanto, mais intensos serão os choques entre as partículas, maior será o 
número de colisões eficazes e, consequentemente, maior será a velocidade das reações químicas.
• Pressão: a pressão só influencia de forma relevante a velocidade da reação química quando houver 
ao menos uma substância gasosa envolvida. O aumento de pressão em um sistema reacional 
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Unidade II
implica em um contato maior entre os reagentes, pois o volume disponível para as moléculas 
diminui (como se pode observar a seguir), e assim haverá um número maior de partículas reagentes 
por unidade de volume (a concentração aumenta), possibilitando um maior número de colisões 
entre as partículas. Consequentemente a velocidade da reação se torna maior.
P1 P2 > P1
V2 > V1V1
Figura 60 – Diminuição do volume aumenta a pressão e a concentração
• Efeito da luz e da eletricidade: quando é necessária a presença de radiação luminosa para que 
uma reação química aconteça, dizemos que se trata de uma reação fotoquímica. Por exemplo, 
na fotossíntese (reação química através da qual as plantas capturam dióxido de carbono, água 
e energia e sintetizam carboidratos para sua sobrevivência com liberação de oxigênio para a 
atmosfera) ocorre a reação representada pela equação:
6 CO2 + 6 H2O 
Luz e clorofila 1 Glicose + 6 CO2
Nessa reação a luz é essencial, porque é ela que fornece a energia de ativação necessária ao processo. 
Outra reação química na qual a luz participa é a redução de sais de prata nos processos fotográficos:
Ag+ + e- Luz AgO
Assim como muitas reações são ativadas pela luz, há também aquelas acionadas pela eletricidade 
ou passagem de corrente elétrica. A combustão da gasolina nos motores dos automóveis,por exemplo, 
ocorre quando a faísca elétrica, transmitida pela vela, fornece a energia de ativação necessária. Outro 
exemplo desse modelo acontece quando existe ativação por descarga elétrica: trata-se da síntese da 
água a partir de hidrogênio e oxigênio. Caso esses gases estejam apenas em contato, não ocorre a 
reação, mas quando há uma faísca elétrica na mistura gasosa a reação é explosiva.
• Catalisadores: outro fator que influi na velocidade das reações é a presença de catalisadores. 
Chama-se catalisador uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem que ela 
mesma sofra qualquer alteração qualitativa ou quantitativa permanente, ou seja, uma substância 
que atua por sua simples presença e ao final do processo reacional se regenera completamente.
A catálise é necessária quando a energia de ativação de uma reação for razoavelmente alta e, 
portanto, somente uma pequena fração das colisões entre as moléculas dos reagentes levaria à formação 
de produtos, em temperaturas normais.
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FÍSICO-QUÍMICA
Como atua o catalisador?
Um catalisador altera a rota da reação, sendo capaz de diminuir a energia do complexo ativado, 
reduzindo então a energia de ativação da reação química em questão. Assim sendo, uma fração 
maior das moléculas de reagentes poderá cruzar a barreira de energia mais baixa da trajetória catalisada 
e se transformar em produtos, como se pode observar na sequência.
Sem catalisador
Com catalisador
Eprodutos
EReagentes
Energia
Caminho da reação
Ecomplexo ativo sem catalisador
Ecomplexo ativo com catalisador
Ea 
cat
Ea
Figura 61 – Gráfico do abaixamento da energia de ativação através da presença de catalisador
É importante verificarmos que a presença de catalisador não altera a energia dos reagentes nem 
dos produtos, e por isso também não modifica a variação de entalpia (∆H).
Muitos processos bioquímicos do nosso organismo são catalisados por substâncias proteicas 
complexas chamadas enzimas, cujo poder catalítico é elevado, aumentando a velocidade de reação em 
até milhões de vezes.
 Saiba mais
Enzimas são catalisadores biológicos, capazes de aumentar a velocidade 
das reações em um fator de até 1020 mais do que reações não catalisadas. 
A fim de obter informações adicionais a respeito delas, leia:
CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Bioquímica. 5. ed. São Paulo: Thomson 
Learning, 2007.
• Concentração dos reagentes: sabe-se que para que haja reação química entre duas substâncias 
“A” e “B” é preciso que ocorram colisões eficazes entre suas moléculas. O número de colisões irá 
depender também das concentrações de A e B.
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Unidade II
Menor 
concentração
Maior 
concentração
Figura 62 – Concentração
Quanto maior for o número de moléculas de reagentes no frasco reacional, maior será a quantia de 
colisões entre elas. Se aumenta o número de colisões, cresce a probabilidade de haver colisões eficazes, 
e assim maior será a chance de formação de produto, com consequente elevação da velocidade da 
reação química.
5.5 Lei da Velocidade e Ordem de Reação
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867 pelos cientistas noruegueses 
Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). De acordo com ambos (1864), a 
velocidade de uma reação era diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos 
reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.
Isso significa que se pode calcular a velocidade de uma reação genérica, como:
aA + bB → cC + dD
utilizando a expressão V = k.[A]m.[B]n , onde:
• V = velocidade da reação;
• k = constante da reação (depende da temperatura);
• [A] = concentração molar do reagente A;
• [B] = concentração molar do reagente B;
• m, n = expoentes determinados experimentalmente (são conhecidos como ordem de reação).
Pode-se dizer que a Lei da Velocidade é uma forma de indicar que a velocidade dessa reação depende 
diretamente da concentração dos reagentes.
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FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
Devemos nos atentar ao fato de que quando alteramos a temperatura, 
a velocidade da reação também é mudada. O efeito da temperatura ocorre 
sobre a constante da reação, representada pela letra k. Quanto maior a 
temperatura, maior será o valor de k para a reação química.
Quando se trata de uma reação química elementar, ou seja, que acontece em uma única etapa, 
os expoentes “m” e “n” são os coeficientes estequiométricos dos respectivos reagentes envolvidos no 
processo, isto é, “a” e “b”, respectivamente.
Seja a reação genérica aA + bB → cC + dD e se ela for elementar, teremos
v = k . [A]a . [B]b
Exemplo: considere elementar a seguinte reação 1 A2 + 3 B2 → 2 AB3
Neste caso, a Lei da velocidade seria expressa assim: V = k.[A2]
1.[B2]
3
Como os expoentes da Lei da velocidade foram iguais respectivamente a 1 e 3, é certo afirmar que:
• a reação é de ordem 1 (ou primeira ordem) em relação ao reagente A2;
• a reação é de ordem 3 (ou terceira ordem) em relação ao reagente B2;
• a ordem global da reação é 4 (somatória das ordens 1+3).
A ordem de reação da reação global sempre é dada pela somatória dos expoentes da Lei da Velocidade.
No entanto, são poucas as reações elementares. A maioria das reações químicas não ocorre em uma 
única etapa (apenas uma colisão de moléculas), mas em uma sequência de períodos. São as chamadas 
reações não elementares. As etapas que levam dos reagentes aos produtos e a relação delas entre si 
constituem o mecanismo da reação química. Considere a seguinte reação:
2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g) (reação global)
Se essa reação ocorresse em uma única etapa, seria preciso haver colisão simultânea de 4 moléculas 
(2 moléculas de AB e 2 moléculas de C2). Isso seria pouco provável. Logo, essa reação segue um mecanismo 
em etapas distintas, que apresentam diferentes velocidades de reação.
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2(g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapa lenta)
108
Unidade II
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2(g) → 1 A2(g) + 1 C2B(g) (etapa rápida)
 Lembrete
A ordem de reação da reação global sempre é dada pela somatória dos 
expoentes da Lei da Velocidade.
A soma de ambas fornecerá a reação global balanceada.
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2 (g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapa lenta)
 +
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2 (g) → 1 A2 (g) 1 C2B(g) (etapa rápida)
2 AB (g) + 2 C2(g) → 2 C2B (g) + 1 A2 (g) reação global
Mas como esse mecanismo em etapas pode ser proposto? Combinando a Teoria das Colisões com 
dados experimentais.
 Observação
A espécie química A2B foi produzida na primeira etapa da reação, e 
depois consumida na segunda reação, e não aparece na reação global. Ela 
é considerada um intermediário.
Quando uma reação química ocorre em mais de uma etapa, cada uma delas tem sua própria 
velocidade e sempre existe uma fase mais lenta.
A etapa mais lenta da reação determina a velocidade global do processo. Assim, a Lei da Velocidade 
Geral (ou seja, para a reação global) é dada a partir da observação apenas da etapa lenta.
Então, nesse caso, observando apenas a reação da etapa lenta, a Lei da Velocidade será:
V = k. [AB]2 . [C2]
1
Lembrando que k é a constante da velocidade, que depende da temperatura na qual a reação ocorre. 
Quanto maior for a temperatura, maior será o valor de k.
Outro exemplo seria a reação de transformação de ozônio gasoso (O3) em gás oxigênio (O2). Ela 
também acontece em duas etapas.
109
FÍSICO-QUÍMICA
1ª etapa: 1 O3(g) → 1 O2(g) + 1 O(g) (etapa rápida)
2ª etapa: 1 O(g) + 1 O3(g)) → 2 O2(g) (etapa lenta)
Reação global 2 O3(g) → 3 O2(g) 
Para essa reação global, a Lei da Velocidade deve ser escrita assim:
V = k . [O]1 . [O3]
1
mostrando que a velocidade da reação global não depende apenas da concentração molar de O3, 
mas da concentração do oxigênio atômico O gerado no processo. Esse oxigênio atômico é um intermediário 
da reação.
Voltando ao exemplo da reação global: 2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g)
Que é a soma de suas etapas:
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2(g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapalenta)
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2(g) → 1 A2(g) + 1 C2B(g) (etapa rápida)
 Lembrete
A Lei da Velocidade Geral é dada a partir da observação apenas da 
etapa lenta.
Como se poderia auferir experimentalmente a Lei da Velocidade se não fossem conhecidas as etapas 
da reação? A partir da realização de alguns ensaios como o proposto na sequência:
Tabela 11 – Ensaios para determinação da ordem da reação
Ensaio 
nº
[AB]
(mol.L-1)
[C2]
(mol.L-1)
Velocidade
(mol.L-1.min-1) Comparação com o ensaio nº 1 inicial
1 0,10 0,10 1,01x10-3 Referência
2 0,10 0,20 2,02x10-3 Dobrou apenas [C2] em relação ao ensaio 1, velocidade dobrou
3 0,20 0,10 4,04x10-3 Dobrou apenas [AB] em relação ao ensaio 1, velocidade quadruplicou
4 0,30 0,10 9,09 x10-3 Triplicou apenas [AB] em relação ao ensaio 1, velocidade ficou multiplicada por 9
• Ensaio nº 1: será a referência, ou seja, aquele com o qual compararemos os ensaios 2 e 3. Quando 
[AB] = 0,10 mol.L-1 e [C2] = 0,10 mol.L
-1, a velocidade da reação é igual a 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1
110
Unidade II
• Ensaio nº 2: somente a concentração do reagente C2 foi dobrada em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação também dobra, indo de 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1 para 2,02 x 
10-3 mol.L-1.min-1
Então, pode-se raciocinar assim: 2.[C2 ] = V.2
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [C2]
x na Lei da Velocidade?
O expoente “x” deve ser igual a 1, porque 21 = 2, pois a variação da concentração (2 vezes) elevado 
ao expoente “x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (2 vezes).
Portanto, a ordem da reação em relação a C2 é 1 e, assim, sabe-se que:
V = k . [C2]
1
• Ensaio nº 3: apenas a concentração do reagente AB foi dobrada, em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação quadruplica, indo de 1,01x10-3 mol.L-1.min-1 para 4,04 x 10-3 
mol.L-1.min-1
Nesse caso, pode-se raciocinar assim: 2.[AB ] = V.4
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [AB]x na lei da velocidade?
O expoente “x” deve ser igual a 2, porque 22 = 4, pois a variação da concentração (2 vezes) elevado 
ao expoente “x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (4 vezes).
Portanto, a ordem da reação em relação a AB é 2 e, assim, sabemos que
V = k . [AB]2
• Ensaio nº 4: apenas a concentração do reagente AB foi triplicada, em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação fica multiplicada por 9, indo de 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1 para 
9,09 x 10-3 mol.L- 1.min-1
Então, pode-se raciocinar assim: 3.[AB ] = V.9
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [AB]x na Lei da Velocidade?
O expoente deve ser igual a 2, pois 32 = 9. A variação da concentração (3 vezes) elevada ao expoente 
“x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (9 vezes).
Portanto, fica confirmado que a ordem da reação em relação a AB é 2 e, assim, sabemos que:
V = k . [AB]2
111
FÍSICO-QUÍMICA
Sendo assim, é correto juntar as informações e escrever a seguinte Lei da Velocidade para a reação 
global: 2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g)
V = k. [AB]2. [C2]
1
Finalizando, podemos dizer que:
• a reação é de ordem 1 (ou primeira ordem) para o reagente C2;
• a reação é de ordem 2 (ou segunda ordem) para o reagente AB;
• a ordem global da reação é 3 (1+2) (ou terceira ordem).
Consequentemente, pode-se definir ordem de reação conforme Fonseca (2001): “ordem de reação 
em relação a um reagente indica a dependência existente entre a concentração molar desse reagente e 
a velocidade da reação global.”
6 EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para estudar o equilíbrio químico, analisaremos um dos processos de engarrafamento de refrigerantes. 
Depois que se coloca na garrafa o xarope, adiciona-se a água e um bocal de mangueira se encaixa na 
garrafa e injeta, sob pressão, o gás CO2, que é o gás refrigerante, neste caso.
Figura 63 – Fábrica de refrigerantes
Quando o CO2 entra em contato com a água sob pressão, ocorre a seguinte reação:
H2O + CO2 → H2CO3
112
Unidade II
Na qual há produção do ácido carbônico, H2CO3, que é instável, e fica dissolvido na água em forma 
de outras espécies químicas enquanto a garrafa estiver pressurizada. Quantidade considerável do CO2 
também permanece dissolvida na água.
Ao abrir a garrafa ouve-se um chiado, denunciando a saída de gás, que inicialmente está na superfície 
do líquido. Assim, alivia-se a pressão interna da garrafa e percebe-se o aparecimento de bolhas em 
todo o corpo do líquido. O que está ocorrendo é o processo inverso, ou seja, o ácido carbônico se 
desproporciona em água e bolhas de CO2:
H2CO3 → H2O + CO2
Então, pode-se afirmar que, quando a garrafa é pressurizada, ocorre a reação H2CO2 → H2O + CO3 
e quando a garrafa é aberta e a pressão interna diminui, ocorre a reação inversa H2CO3 → H2O + CO2.
Na verdade, as duas reações podem ocorrer ao mesmo tempo, e o sistema será representado por:
H2O + CO2 
Reação direta (1)
Reação reversa (2)
 H2CO3
As flechas em sentidos opostos indicam que as duas reações ocorrem no mesmo sistema. Isso quer 
dizer que assim que se forma uma certa quantidade de produto(s), eles tornam a formar reagentes. 
Logo, ambas são chamadas “reações reversíveis”.
 Observação
De modo teórico, toda a reação química ocorre nos dois sentidos, mas 
em algumas delas é praticamente impossível detectar a reação reversa. São 
chamadas “reações irreversíveis”. Na prática, o conceito “equilíbrio químico” 
é aplicado só a reações reversíveis.
Para compreender o sistema em equilíbrio químico, considere o seguinte experimento, no qual vai 
se processar a reação genérica:
A + B 
1
2
 C + D
As duas ocorrerão ao mesmo tempo. Na reação 1, A reage com B e a seta indica que C e D são 
formados. Então, na reação 1, A e B são reagentes e entrarão na Lei da Velocidade.
Reação direta (1): V1 = k1.[A].[B]
Na reação 2, C reage com D e a seta indica que A e B serão formados. Logo, na reação 2, C e D são 
reagentes e entrarão na Lei da Velocidade.
Reação reversa (2): V2 = k2.[C].[D]
113
FÍSICO-QUÍMICA
Inicialmente temos os reagentes A e B, em frascos separados. A reação ainda não está ocorrendo e 
C e D ainda não se formaram. Ao misturar os reagentes A e B no mesmo frasco, no exato instante, as 
concentrações de A e B são máximas, porque a partir daí a reação se inicia, as moléculas de A e B vão 
colidir e formar C e D.
• Início: [A] e [B] são máximas ⇒ V1 é máxima (pois V1 depende de [A] e [B]).
• [C] e [D] são iguais a zero ⇒ V2 é zero (pois V2 depende de [C] e [D]).
Conforme a reação começa, A e B vão sendo consumidos, C e D vão sendo formados.
Ao passar do tempo:
• [A] e [B] vão diminuindo ⇒ V1 diminui (pois V1 depende de [A] e [B]).
• [C] e [D] vão aumentando ⇒ V2 aumenta (pois V2 depende de [C] e [D]).
Sendo assim, nota-se que se V1 diminui com o passar do tempo enquanto V2 aumenta, em um 
determinado instante V1 será igual a V2. Neste momento, no qual V1=V2 , estabelece-se o equilíbrio químico.
Consta na sequência figura com o instante no qual o equilíbrio se estabelece:
Tempo
Equilíbrio
Ve
lo
ci
da
de
Reação direta
Reação reversa
Figura 64 – Gráfico da velocidade das reações direta e reversa em função 
do tempo até o estabelecimento do equilíbrio químico
A partir do instante no qual as velocidades das reações direta (1) e reversa (2) se igualam, as 
quantidades das substâncias presentes A, B, C e D não sofrerão mais alterações.
 Observação
Quando se estabelece o equilíbrio, as reações direta e reversa não 
terminaram. Elas continuam a ocorrer, em velocidades iguais. Trata-se 
então de um “equilíbrio dinâmico”.
114
Unidade II
As figuras que se seguem mostram a variação das concentrações de reagentes e produtos com o 
passar do tempo para os três tipos possíveis de sistema em equilíbrio.
• 1º caso: concentração dos reagentes igual à concentração dos produtos. Esta situação 
raramente ocorre.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 65 – Gráfico de equilíbrio dos sentidos direto e inverso de reação.Ao atingir 
o equilíbrio, as concentrações dos reagentes são iguais às dos produtos
Como após o equilíbrio as concentrações de reagentes e produtos estão iguais, ele não está deslocado 
para lado algum, ou seja, as reações direta e reversa ocorreram com a mesma intensidade, nenhuma 
delas foi favorecida. A representação da reação pode ser dada por:
Reagentes 
Reação direta
Reação reversa
 Produtos
• 2º caso: concentração dos produtos maior que a dos reagentes. Esta situação, industrialmente falando, 
é a mais conveniente, uma vez que quanto maior for a formação de produtos, maior será o lucro.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 66 – Equilíbrio químico. Ao atingir o equilíbrio, as concentrações 
dos produtos estão maiores que as dos reagentes
115
FÍSICO-QUÍMICA
Como após o equilíbrio as concentrações de produtos são maiores que as dos reagentes, o equilíbrio 
está deslocado no sentido da reação direta, que forma os produtos, ou seja, ela ocorreu com maior 
intensidade. A representação da reação pode ser dada por:
Reagentes 
Reação direta
Reação reversa
 Produtos
• 3º caso: concentração dos reagentes maior que a dos produtos. Esta situação, industrialmente 
falando, não é conveniente, pois seu rendimento é muito baixo.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 67 – Equilíbrio químico. Ao atingir o equilíbrio, as concentrações dos 
reagentes ainda permanecem maiores que as dos produtos
Como após o equilíbrio as concentrações de reagentes são maiores que as dos produtos, ele está 
deslocado no sentido da reação reversa, que forma os reagentes, ou seja, a reação reversa ocorreu com 
maior intensidade. A representação da reação pode ser dada por:
 Reagentes 
Reação direta
Reação reversa Produtos
Nos três casos, após o tempo do equilíbrio, as concentrações dos reagentes e produtos não mudam 
mais, se não houver perturbação do sistema, ou seja, se não existirem modificações externas.
Assim, podem-se listar as características que identificam um sistema em equilíbrio químico:
• As reações direta e reversa continuam ocorrendo simultaneamente, portanto, há equilíbrio 
químico e dinâmico.
• A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação reversa.
• Se não houver alteração no sistema em equilíbrio, as concentrações dos reagentes e produtos 
permanecerão constantes.
116
Unidade II
• O equilíbrio dinâmico ocorre somente em sistemas fechados, ou seja, naqueles em que tanto a 
matéria quanto a energia não são adicionadas ou retiradas, não há troca com o exterior.
6.1 Constante de equilíbrio
Caso o seguinte sistema químico genérico em equilíbrio esteja sendo estudado
aA + bB 
Reação 1
Reação 2
 cC + dD
e as reações 1 (direta) e 2 (reversa) forem consideradas elementares, podemos escrever para cada 
uma delas suas respectivas leis da velocidade:
V1 = k1 . [A]
a . [B]b e V2 = k2 . [C]
c . [D]d
Como sabemos, no equilíbrio as velocidades das reações direta e reversa são iguais, então podemos 
escrever V1 = V2 e, portanto:
k1 . [A]
a . [B]b = k2 . [C]
c . [D]d
Isolando as constantes à esquerda e as concentrações molares à direita, teremos:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
1
a b
2
C . Dk
 
k A . B
=
Agora considerando o termo 1 c
2
k
 K
k
= , teremos:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C . D
K 
A . B
=
Onde Kc é igual à constante de equilíbrio em termos de concentração molar.
A expressão de Kc anterior também é chamada de Lei de Ação das Massas ou Lei de 
Guldberg-Waage, e a constante de equilíbrio Kc é a relação entre as concentrações das espécies 
químicas que compõem o equilíbrio em uma determinada temperatura. Como Kc é a relação entre 
as concentrações, teremos:
[ ]
[ ]c
produtos
K 
reagentes
=
117
FÍSICO-QUÍMICA
O valor da constante de equilíbrio é uma ótima ferramenta, pois permite avaliar a concentração dos 
reagentes e produtos quando o equilíbrio é atingido:
• Quanto maior o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos no equilíbrio.
• Quanto menor o valor de Kc, menor será a concentração dos produtos no equilíbrio.
Utiliza-se Kc quando a constante de equilíbrio estiver em função da concentração molar das espécies 
químicas e pode-se usar Kp no momento da necessidade da constante de equilíbrio em função da 
pressão parcial dos gases presentes.
Para aplicar os conceitos explicados anteriormente considere o exemplo a seguir, no qual temos o 
sistema em equilíbrio regido pelas reações reversíveis:
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g)
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
l/L
)
3
[H2]
[I2]
[HI]
Equilíbrio químico
0,0
0,2
0,1
0,4
Figura 68 – Variação da concentração de reagentes e produtos em função do tempo
Na figura anterior observa-se que aos 3 minutos o equilíbrio foi atingido, pois a partir deste tempo 
as concentrações de H2, I2 e HI não variam mais (formam patamares).
Aplicando a fórmula 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C . D
K
A . B
= a partir da reação H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g)
onde A equivale a H2, B equivale a I2 e C equivale a HI. Se quisermos calcular o valor da constante 
Kc, basta aplicar os valores das concentrações indicados para o equilíbrio da reação. Assim, fica: 
[ ]
[ ] [ ]
2
c
0,4
K
0,1 . 0,2
= e, portanto, Kc = 8
Como os componentes são gasosos, também poderíamos escrever a constante de equilíbrio em 
termos de pressões parciais (Kp) dos gases:
118
Unidade II
2
p
2 2
p HI
K
pH .pI
=
Substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados físicos (líquido, sólido 
e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo. Conforme Fonseca (2001), só devem fazer 
parte da expressão de Kc e Kp as concentrações molares que podem sofrer variações, como é o caso 
de substâncias em solução (fase líquida) ou substâncias gasosas. A concentração molar de uma 
substância na fase sólida é constante, e assim seu valor é automaticamente incluído no próprio 
valor de Kc. Já na expressão de Kp entram apenas as substâncias gasosas, pois sólidos e líquidos têm 
pressão parcial fraca.
Como exemplo, temos a reação de calcinação do carbonato de cálcio, dada por:
CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)
Aplicando a expressão de Kc a essa reação, teríamos 
[ ] [ ]
[ ]
2
c
3
CaO . CO
 K 
CaCO
=
Como Cao e CaCO3 são sólidos, suas concentrações devem ser retiradas da expressão de Kc.
[ ] [ ]
[ ]
2
c
3
CaO . CO
K
CaCO
= e, por fim, ela será Kc = [CO2].
Como o [CO2] é uma espécie em fase gasosa, podemos relacionar as constantes Kc e Kp de acordo com 
a equação Kp = Kc . RT
(∆n), onde:
• Kp = constante de equilíbrio em função da pressão parcial;
• Kc = constante de equilíbrio em função da concentração molar;
• R = constante dos gases ideais (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 );
• T = temperatura em Kelvin (K);
• ∆n é a variação do número de mols: nº mols dos reagentes - nº mols dos produtos.
 Lembrete
Substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados 
físicos (líquido, sólido e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo.
119
FÍSICO-QUÍMICA
Por que é importante estudar a constante de equilíbrio? Porque seu valor nos permite interpretar a 
extensão da ocorrência de cada uma das reações do sistema. Sabendo que 
[ ]
[ ]c
produtos
K 
reagentes
= , temos as 
seguintes situações:
Situação 1: valor de Kc maior que 1
Neste caso, quando o equilíbrio se estabeleceu, a concentração dos “produtos” (indicadas no 
numerador da expressão de Kc) é maior que a dos “reagentes” (apresentadas no denominador), o que 
nos permite concluir que a reação direta prevaleceu sobre a reação reversa.
Então: Kc > 1 ⇒ quantidade de produtos é maior que quantidades de reagentes, no equilíbrio.
Situação 2: valor de Kc menor que 1
Neste caso, quando o equilíbrio se estabeleceu, a concentração dos “reagentes” (indicadas no 
denominador da expressão de Kc) é maior que a dos “produtos” (apresentadas no numerador na expressão 
de Kc), o que nos permite concluir que a reação reversa prevaleceu sobre a reaçãodireta.
Então: Kc < 1 ⇒ quantidade de reagentes é maior que quantidades de produtos, no equilíbrio.
Por exemplo: considere um ácido genérico, HA, com a seguinte reação de ionização em água, 
formando um sistema em equilíbrio.
HA ⇄ H+ + A-
Forma não 
ionizada
Forma 
ionizada
[ ]c
H . A
K 
HA
+ −   
   =
Geralmente o que se avalia é a ordem de grandeza da constante de equilíbrio Kc. Se o valor 
de Kc para a reação de ionização de HA for alto (por exemplo, 1 x 10
3), significa que no equilíbrio 
os valores [H+] e [A-] são altos e que o valor de [HA] é baixo, o que permite concluir que o ácido é 
forte e tem grande tendência a liberar seus íons H+. Já se o valor da constante de equilíbrio Kc for 
um valor baixo (por exemplo: 1 x 10-5), quer dizer que os valores [H+] e [A-] são baixos e que o valor 
de [HA] é alto, permitindo concluir que este ácido é fraco e sua tendência maior é permanecer na 
forma não ionizada HA.
De modo generalizado, podemos dizer que quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da 
ocorrência da reação direta e quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência 
da reação reversa.
120
Unidade II
6.2 Cálculo de Kc
O cálculo da constante de equilíbrio requer dados experimentais e o conhecimento da reação química 
e seu balanceamento correto. O modelo seguinte mostra uma das formas de calcular o valor de Kc.
No exemplo a seguir, considere que em um frasco misturou-se 6,00 mol.L-1 de dióxido de enxofre 
(SO2) gasoso com 5,00 mol.L
-1 de gás oxigênio (O2). Mantendo certas condições de temperatura e pressão, 
após atingir o equilíbrio verificou-se a presença de 4,00 mol.L-1 de trióxido de enxofre (SO3) gasoso no 
frasco. Qual o valor da constante de equilíbrio (Kc) para este sistema?
Reações químicas:
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Observando a reação anterior já se pode escrever a expressão de Kc.
[ ]
[ ] [ ]
2
3
c 2 1
2 2
SO
K 
SO . O
= , sendo que 
[ ]
[ ]c
produtos
K 
reagentes
=
Aqui é importante entender que as concentrações de SO2 e O2 mencionadas no exemplo são 
concentrações iniciais e não concentrações dessas substâncias no sistema já em equilíbrio, assim tais 
valores não podem ser aplicados diretamente na expressão de Kc. É necessário descobrir quais serão 
as quantidades das concentrações molares de SO2 e de O2 depois que o equilíbrio for atingido e esses 
números é que deverão ser aplicados na expressão de Kc.
Neste caso, sabe-se que no instante inicial há no frasco 6,00 mol.L-1 de SO2 e 5,00 mol.L
-1 de O2, mas 
ainda não se formou produto, ou seja, inicialmente a quantidade do produto SO3 é igual a zero. Então, 
podemos preencher a seguinte tabela, que mostra valores de concentrações molares das substâncias.
Tabela 12 – Concentração inicial de cada reagente 
e produto no início da reação
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação
Equilíbrio
Continuando, o problema informa que, após estabelecido o equilíbrio, a concentração molar de SO3 
encontrada no frasco é igual a 4,00 mol.L-1. Logo, esse valor deve ser colocado a seguir na coluna do SO3, 
na linha referente ao equilíbrio:
121
FÍSICO-QUÍMICA
Tabela 13 – Concentração do produto no equilíbrio
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação
Equilíbrio 4,00
Como inicialmente não havia SO3 no frasco reacional e ao final encontrou-se 4,00 mol.L
-1 desta 
substância, podemos alegar que a variação de SO3 foi positiva (+) 4,00 mol.L
-1, ou seja, foram formados 
4,00 mol.L-1.
Tabela 14 – Variação de produto
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação +4,00 .
Equilíbrio 4,00
Em seguida, observando a proporção entre os reagentes e produtos na reação, marcados em amarelo 
na tabela anterior, vemos que se fossem formados 2 mols de SO3 teriam sido gastos 2 mols de SO2, 
o que nos permite concluir que, já que foram formados 4 mol.L-1 de SO3, então devem ter sido gastos 
4 mol.L-1 de SO2. Assim sendo, coloca-se 4,00 mol.L
-1 na linha de variação da tabela na sequência, coluna 
do SO2 e já se faz o total, calculando-se quanto restará de SO2 no equilíbrio.
Tabela 15 – Variação de reagente SO2 conforme a proporção estequiométrica
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação - 4,00 +4,00 
Equilíbrio 2,00 4,00
Ainda observando a proporção entre os reagentes na tabela anterior, percebe-se que se fossem 
gastos 2 mols de SO2 na reação, teria sido consumido também 1 mol de O2 (metade). Logo, podemos 
dizer que, como se consumiu 4,00 mol.L-1 de SO2, então devem ter se consumido 2,00 mol.L
-1 de O2 
(metade). Coloca-se esse valor na linha de variação de O2 e teremos o total de O2 restante no equilíbrio, 
como veremos a seguir.
Tabela 16 – Variação de reagente O2 conforme proporção estequiométrica
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação - 4,00 -2,00 +4,00 
Equilíbrio 2,00 3,00 4,00
122
Unidade II
Conhecendo-se as concentrações dos reagentes e produtos no equilíbrio, agora basta substituir os 
valores das concentrações molares das espécies químicas presentes na expressão de Kc:
[ ]
[ ] [ ]
2
3
c 2 1
2 2
SO
K 
SO . O
= , e assim vem 
[ ]
[ ] [ ]
2
c 2 1
4,00
K
2,00 . 3,00
= e, então, Kc = 1,33
6.3 Deslocamento do equilíbrio
Sabe-se que equilíbrio químico é a situação ocorrida em um sistema quando as velocidades das 
reações químicas direta e reversa que estão acontecendo se igualam. A partir do instante em que o 
equilíbrio é atingido, as concentrações dos reagentes e dos produtos não sofrem mais alterações se 
não houver perturbação deste equilíbrio. No entanto, em caso afirmativo, tal sistema em equilíbrio se 
desloca para minimizar ou anular o efeito da perturbação. Trata-se do Princípio de Le Châtelier.
Para ilustrar o deslocamento do equilíbrio a qualquer tipo de perturbação, pode-se dizer que “o 
equilíbrio se desloca de forma contrária a toda alteração que se fizer sobre ele”. E como ele “se desloca”? 
Aumentando a velocidade da reação química (direta ou reversa) que diminui o efeito da perturbação, 
ou seja, elevando sua velocidade até atingir um novo estado de equilíbrio.
Antes de estudar os fatores capazes de deslocar um equilíbrio químico, é importante saber que a 
adição de um catalisador não desloca o equilíbrio. Isso ocorre porque o catalisador acelera tanto a 
velocidade da reação direta como a aquela da reação reversa e assim diminui o tempo que leva para que 
o equilíbrio seja atingido, e nenhuma das reações será favorecida perante a outra.
O comparativo dos gráficos na figura seguinte mostra o tempo que leva uma determinada reação 
genérica A+B ⇄ C+D para alcançar o equilíbrio (tequilíbrio), sem e com catalisador.
3
2
C, D
A, B
Tempo
Sem catalisador
tequilíbrio
1
0
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
3
2
C, D
A, B
Tempo
Com 
catalisador
tequilíbrio
1
0
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
Figura 69 – Gráficos comparativos entre tempo de equilíbrio para reação catalisada e não catalisada
Ao observar o comparativo dos gráficos da figura anterior, ambos relativos à reação genérica 
A+B ⇄ C+D, percebe-se que as concentrações dos reagentes e produtos, após atingir o equilíbrio, são 
as mesmas, independentemente da reação ser catalisada ou não. Apenas na reação catalisada o tempo 
de equilíbrio (tequilíbrio) é menor.
123
FÍSICO-QUÍMICA
6.4 Fatores que deslocam o equilíbrio químico
Variações de pressão
Sistemas em equilíbrio só são deslocados por variações na pressão caso haja espécies químicas no 
estado gasoso. Considere a reação química a seguir em equilíbrio.
1 N2 (g) + 3 H2 (g) 
1
2
 2 NH3 (g)
 ↑ ↑
 4 volumes 2 volumes
Os coeficientes da reação balanceada são proporcionais às quantidades em volume das substâncias 
na fase gasosa. No equilíbrio anterior, a reação 1 (direta) provoca uma redução de volume de gases no 
sistema e a reação 2 (reversa) provoca aumento de volume.
Se houver aumento da pressão, o sistema em equilíbrio se desloca favorecendoa reação que produz 
menor número de volumes, ou seja, no exemplo prévio, se a pressão sobre o sistema for aumentada, ele 
se deslocará favorecendo a reação 1 (direta), a qual provoca redução de volumes.
Assim, como a reação 1 está sendo favorecida, a quantidade de NH3 deve aumentar e as quantidades 
de N2 e de H2 precisam diminuir até chegar a um novo estado de equilíbrio.
Se houver diminuição da pressão, o sistema em equilíbrio se desloca favorecendo a reação que 
produz maior número de volumes, ou seja, no exemplo dado, se a pressão sobre o sistema for diminuída, 
ele se desloca proporcionando a reação 2 (reversa), a qual provoca aumento de volumes.
Assim sendo, como a reação 2 está sendo favorecida, a quantidade de NH3 deve diminuir e as 
quantidades de N2 e de H2 precisam aumentar até chegar a um novo estado de equilíbrio.
Então, podemos concluir que:
• O aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido de formar o menor 
número de mols na fase gasosa.
• A diminuição da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido de formar o 
maior número de mols na fase gasosa.
Variações de temperatura
As reações químicas envolvem troca de calor, que pode ser desprezível ou muito relevante. Processos 
químicos que liberam calor para o ambiente, como as reações de combustão, a dissolução de soda 
cáustica em água, e a dissolução de ácido sulfúrico em água, são chamados “processos exotérmicos” 
(exo significa fora) e também há métodos que absorvem calor do ambiente (“roubam” calor do entorno, 
124
Unidade II
deixando-o frio), como a evaporação do álcool e do éter e a dissolução de nitrato de amônio em água, 
e são chamados “processos endotérmicos” (endo que quer dizer dentro).
A variação de calor durante um processo é chamada “variação de entalpia”, ou ∆H. Valores de ∆H 
tabelados e disponíveis na literatura podem ajudar a prever o deslocamento de equilíbrio de reações 
químicas que envolvem troca de calor com o ambiente.
• Se ∆H for maior que zero, a reação é endotérmica.
• Se ∆H for menor que zero, a reação é exotérmica.
Observe a reação:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 
1
2
 4 NO2 (g) + 6 H2O (g) ∆H<0
Para essa reação, o valor de ∆H é menor que zero e assim ela é uma reação exotérmica.
Porém, por se tratar de um sistema em equilíbrio, ocorrem ao mesmo tempo duas reações: a 
reação direta (1) e a reação reversa (2). Qual delas é exotérmica? Aqui há uma convenção: a indicação 
da variação de entalpia de um sistema em equilíbrio é sempre referente à reação direta 
(reação 1). Portanto, nesse exemplo a reação na qual NH3 e O2 são consumidos para formar NO2 e H2O 
é exotérmica e libera calor. Já a reação reversa, na qual NO2 e H2O são consumidos para formar NH3 e O2, 
será endotérmica e absorverá calor.
Ainda tendo como exemplo a reação anterior, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, caso aquele 
sistema em equilíbrio seja colocado em um banho de gelo (está sendo então resfriado), ele se deslocará 
favorecendo a reação exotérmica (aquela que aquece o ambiente no seu entorno). Caso o sistema em 
equilíbrio seja posto em uma estufa (está sendo então aquecido), se deslocará favorecendo a reação 
endotérmica (aquela que esfria o ambiente em torno).
O raciocínio pode ser generalizado como:
• um aumento de temperatura que desloca o equilíbrio no sentido endotérmico;
• uma diminuição de temperatura que desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.
Variações da concentração das espécies químicas presentes
Constam a seguir as variações da concentração das espécies químicas presentes:
• O aumento da concentração de uma determinada espécie química desloca o equilíbrio no sentido 
de consumi-la (favorece a reação no sentido contrário ao qual está a substância).
125
FÍSICO-QUÍMICA
• A diminuição da concentração de uma determinada espécie química presente no equilíbrio o 
desloca no sentido de formar mais da espécie química para reposição (favorece a reação no 
sentido em que a espécie química está).
Exemplo:
H3C-NH2 (g) + H2O (l) 
1
2
 H3C-NH3 (aq) + OH
- (aq)
 metilamina metilamônio
Nesse equilíbrio, se acrescentarmos hidroxilas (OH-), seu excesso vai deslocar o equilíbrio para a 
esquerda, favorecendo a reação “2” (reversa), no sentido de eliminar tal excesso de OH-. Assim, haverá 
consumo de metilamônio e do excesso de OH-, e serão formados metilamina e H2O.
Ainda no mesmo equilíbrio, quando adicionamos ácido (H+) ao sistema, ele captura o íon hidroxila (OH-) 
 presente para formar água (HOH), diminuindo assim a concentração de íons hidroxila no sistema. 
Para minimizar a perda de hidroxilas, o equilíbrio favorece a reação número “1”, a qual gasta metilamina 
(gasosa) e água a fim de formar metilamônio (aquoso) e repor a hidroxila.
Este sistema em equilíbrio explica o porquê de o limão ser usado para retirar o cheiro de peixe que 
fica nas mãos durante o manuseio para limpá-lo. A metilamina gasosa é a responsável pelo cheiro de 
peixe. Ao esfregar limão ou vinagre nas mãos, os H+ capturam hidroxilas (OH-) do equilíbrio formando 
água, deslocando-o para a direita. Portanto, a reação 1 é favorecida, transformando a metilamina, 
responsável pelo odor, em metilamônio, que é um íon aquoso e não tem cheiro.
 Observação
Ácidos (como ácido cítrico, presente no suco limão e o ácido acético, 
presente no vinagre) liberam íons H+ em solução.
Um exemplo muito importante de deslocamento de equilíbrio é aquele que ocorre no sangue. O pH 
do sangue deve ficar entre 7,35 e 7,45, sendo que uma alteração no valor do pH na ordem de ±0,4 pode 
ser considerado fatal. O equilíbrio químico no sangue existe devido à presença de dióxido de carbono e 
do ânion bicarbonato.
CO2 + H2O ⇄ HCO-3 + H+
Quando diante de uma condição de respiração ofegante promovida por atividade física intensa ou 
uma crise de ansiedade, os pulmões da pessoa acabam por perder uma concentração muito elevada 
de CO2. Nesta condição, o equilíbrio será deslocado para a esquerda (sentido inverso de reação) 
e poderá provocar um aumento no valor do pH em poucos minutos. Essa condição é chamada de 
alcalose ou alcalemia sanguínea. Uma solução rápida pode ser a administração de um calmante ou, em 
situações mais extremas, pode ser necessário o uso de algum injetável com caráter ácido. Neste caso, 
a administração será de uma solução salina de cloreto de amônio (NH4Cl). Este sal dissolvido em água 
126
Unidade II
libera o íon NH4
+ que será responsável pela liberação de uma parte do H+ que voltará a estar presente na 
solução, restabelecendo assim o equilíbrio ácido-base original do sangue e, consequentemente, o valor 
de seu pH. Da mesma forma, quando diante de uma situação de deficiência na respiração (por exemplo: 
pneumonia ou crise asmática), o sangue tenderá a sofrer deslocamento em seu equilíbrio ácido-base 
e se tornará mais ácido (maior concentração de íons H+). Esta condição seria a chamada acidose ou 
acidemia do sangue e poderá ser administrado uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) para que se 
tenha a presença do ânion carbonato (derivado do ácido carbônico) e que será responsável pela captura 
do H+ em excesso no meio.
7 EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio iônico é o equilíbrio químico que envolve íons, particularmente em solução aquosa. Sendo 
água o principal solvente na natureza e na indústria, ele é de fundamental importância.
O estudo dos equilíbrios iônicos deve prover ferramentas para compreender conceitos de força de 
ácidos, bases e pH.
De acordo com Feltre (2004), a medida e o controle do pH, ou seja, da acidez ou basicidade das 
soluções, é usada em inúmeras reações de pesquisa em laboratórios; no estudo dos solos, pois o pH influi 
na produção agrícola; no controle das águas para o consumo humano. Em nosso organismo, existem 
órgãos que só funcionam sob controle muito preciso do valor do pH, como os que compõem os sistemas 
respiratórios e digestório.
Entende-se por “força de um ácido” sua facilidade de se ionizar liberando íons H3O
+ (ou, abreviadamente,H+). 
Então, quanto maior for a força de um ácido, maior será sua tendência de liberação de íons H+, ou seja, 
maior será sua tendência à ionização.
Para estudar a força dos ácidos, duas soluções aquosas de mesma concentração molar serão 
consideradas: 0,1 mol.L-1 de HCl e 0,1 mol.L-1 de HCN. Em cada uma delas, adicionam-se fragmentos de 
mesma massa de magnésio metálico (Mgo). Nos dois frascos o ácido reage com o magnésio metálico 
com liberação de hidrogênio gasoso (H2):
2 H+(aq) + Mg
0 (s) → H2 (g) + Mg
2+
(aq)
No entanto, nota-se uma diferença bastante considerável:
Solução HCI 
0,1 mol/L
Magnésio 
metálico
Magnésio 
metálico
Solução HCN 
0,1 mol/L
Figura 70 – Reação de magnésio metálico em meio ácido
127
FÍSICO-QUÍMICA
Na solução de HCl a liberação de H2 gasoso é intensa, com rápida corrosão do pedaço de magnésio 
metálico. Na solução de HCN a liberação de H2 gasoso é discreta e o pedaço de magnésio metálico 
demora a mostrar sinais de corrosão.
Isso ocorre porque o ácido clorídrico HCl está totalmente ionizado e o ácido cianídrico apenas 
parcialmente ionizado, então o HCl dá origem a mais íons H+ em solução aquosa, reagindo mais 
rapidamente com o magnésio metálico. É possível concluirmos que o HCl dá origem à grande 
quantidade de íons H+ em solução e pode ser classificado como “ácido forte”; HCN dá origem a 
pequena quantidade de íons H+ em solução e pode ser classificado como “ácido fraco”.
A partir das reações de ionização de HCl e HCN em água, que são sistemas em equilíbrio,
Ácido clorídrico HCl (g) 
H2O
 H+(aq) + Cl-(aq) (reação A)
Ácido cianídrico HCN (g) 
H2O
 H+(aq) + CN-(aq) (reação B)
é possível escrever a expressão da constante de equilíbrio para cada ácido:
Ácido clorídrico [ ]a
H . Cl
 K 
HCl
+ −   
   = e ácido cianídrico 
[ ]a
H . CN
K 
HCN
+ −   
   =
 Lembrete
Ka significa constante de equilíbrio de ionização de ácido, assim como 
Kb quer dizer constante de equilíbrio de ionização/dissociação de base.
Pesquisando na literatura os valores de Ka para HCl e HCN, temos:
Tabela 17 – Valores de constante de ionização de ácidos, Ka
Ácido Valor de Ka a 25 ºC
HCl > 1 x 107
HCN 4,8 x 10-10
Fonte: Fonseca (2001, p. 343).
A interpretação dos valores de Ka permite obter algumas informações:
• HCl: seu valor de Ka é muito alto e isso significa que [H+] e [Cl-] (valores no numerador da 
 
fração 
[ ]
H . Cl
HCl
+ −   
    ) são valores grandes e [HCl] é pequeno (valor no denominador da fração). 
 
Então, como Ka é um valor alto, no equilíbrio a concentração molar de íons H+ e de Cl- é alta e 
128
Unidade II
a concentração molar de HCl (ácido não ionizado) é bem pequena. Logo, quando o valor de Ka é 
alto, o ácido é muito ionizado (o ácido é “forte”).
• HCN: seu valor de Ka é muito baixo e isso significa que [H+] e [CN-] (valores no numerador da 
 
fração 
[ ]
H . Cl
HCN
+ −   
    ) são pequenos e que [HCN] é grande (valor no denominador da fração). 
 
Portanto, quando o valor de Ka é pequeno, o ácido é pouco ionizado (o ácido é “fraco”).
A seguir consta um resumo sucinto do raciocínio:
Quanto maior for o 
valor de Ka
→ Mais ionizado é o ácido →
Maior é a quantidade de 
H+ liberada por mol de 
ácido dissolvido
→ Maior será a força do ácido
Figura 71 
Consequentemente, a força de qualquer ácido pode ser conhecida a partir da consulta de tabelas de 
constantes físico-químicas de valor de Ka.
Raciocínio análogo pode ser feito para bases: quanto maior for o valor de Kb, mais ionizada 
(ou dissociada) ela é, e maior será sua força. Exemplo: amônia (NH3). A partir da sua reação de 
equilíbrio químico:
NH3 (g) + H2O (l) ⇄ OH-(aq) + NH4+ (aq)
Pode-se escrever a seguinte equação de Kb:
[ ]
4
b
3
NH . OH
K 
NH
+ −   
   =
Para Fonseca (2001), Kb é um valor baixo, Kb=1,8x10
-5, chega-se à conclusão que quando se dissolve 
NH3 em água, as [NH4
+] e [OH-] são pequenas e [NH3] é grande. Então, como NH3 é uma base pouco 
ionizada, trata-se de uma base fraca.
 Observação
Para bases inorgânicas (cuja força depende de sua dissolução), quanto 
mais solúvel for a base, maior seu valor de Kb, mais dissociada será a base, 
maior quantidade de íons OH- liberados e maior a sua força.
129
FÍSICO-QUÍMICA
Consta na sequência o resumo do raciocínio:
Quanto maior for o 
valor de Kb
→
Mais ionizado/
dissociada é a 
base
→
Maior é a quantidade de 
OH liberada por mol de 
base dissolvida
→ Maior será a força da base
Figura 72 
Logo, a força de qualquer base pode ser conhecida a partir da consulta de tabelas de constantes 
físico-químicas de valor de Kb.
7.1 Equilíbrio iônico da água
Um bom exemplo para estudar o equilíbrio iônico da água é a comparação entre o suco puro de 
limão e a limonada sem açúcar. O ácido que existe nestes dois líquidos é o mesmo (ácido cítrico), mas 
apenas através do sabor já se pode constatar que a limonada é menos ácida que o suco puro de limão. 
Tal fato ocorre porque no preparo da limonada acrescenta-se água ao suco de limão e por isso nela o 
ácido está bem mais diluído do que no suco de limão. Pode-se dizer que a acidez da limonada é bem 
menor. Como comparar a acidez de duas amostras? Através do estudo do equilíbrio iônico da água.
Sabe-se que as moléculas de água podem sofrer um fenômeno conhecido como autoionização, 
conforme a reação em equilíbrio:
H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + OH- (aq)
E a mesma reação pode ser abreviada como:
H2O ⇄ H+ + OH-
Para esse sistema, a equação de Kc (constante de equilíbrio em termos de concentração molar) será: 
[ ]c 2
H . OH
 K 
H O
+ −   
   =
As concentrações de H+ e OH- já foram medidas experimentalmente e são muito, muito pequenas. 
Como a concentração de água [H2O] é muito maior que as concentrações dos íons H
+ e OH-, o equilíbrio é 
extremamente deslocado para a esquerda, e assim considera-se [H2O] como sendo constante e, portanto, 
colocam-se todas as constantes à esquerda e variáveis à direita. Logo, vem:
Kc . [H2O] = [H
+] . [OH-]
Assim sendo, o valor do produto Kc.[H2O] será chamado Kw, ou seja, constante de equilíbrio iônico da 
água (water, em inglês) ou, mais frequentemente, produto iônico da água, e a equação será:
130
Unidade II
Kc . [H2O] = [H
+] . [OH-]
Kw = [H
+] . [OH-]
Como para cada 1 H+ liberado na reação de ionização da água libera-se também 1 OH-, a concentração 
de ambos é a mesma na água pura ⇒ [H+] = [OH-].
A concentração de íons H+ e OH- foi determinada experimentalmente, e a 25 ºC sabe-se que:
água pura ⇒ [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol.L-1
Assim, Kw = [H
+] . [OH-] ⇒ Kw = (1x10
-7).(1x10-7) ⇒ Kw = 1x10
-14
A tabela a seguir mostra que:
• ao acrescentar ácido à água, a concentração de H+ aumenta e, portanto, será maior que 1x10-7 
mol.L-1. Como o excesso de H+ deslocará o equilíbrio da água para a esquerda, haverá consumo de 
íons OH- e a concentração de íons OH- diminui e será, então, menor que 1x10-7 mol.L-1;
• ao acrescentar base à água, a concentração de OH- aumenta e, portanto, será maior que 1x10-7 
mol.L-1. Como o excesso de OH- deslocará o equilíbrio da água para a esquerda, haverá consumo 
de íons H+ e a concentração de íons H+ diminuirá e será, então, menor que 1x10-7 mol.L-1.
Tabela 18 – Variação das concentrações de H+ e OH- 
em soluções ácidas e básicas (alcalinas), a 25 ºC
Água pura Solução ácida Solução básica
H2O ⇄ H+ + OH- HA ⇄ H+ + A- BOH ⇄ B+ + OH-
H2O ⇄ H+ + OH- H2O ⇄ H+ + OH-
[H+] = 1x10-7 [H+] >1x10-7 [H+] <1x10-7
[OH-] = 1x10-7 [OH-] < 1x10-7 [OH-] > 1x10-7
Kw = 1x10
-14 Kw = 1x10
-14 Kw = 1x10
-14
Ao acrescentar ácido ou base, como a concentração de um dos íons H+ ou OH- aumenta e a do outro 
diminui proporcionalmente, o valor de Kw será sempre constante, desde que a temperatura seja constante.
A conclusão será:
• Água pura: concentrações H+ e OH– são sempre iguais, independentemente da temperatura; por 
isso a água é neutra.
• Qualquer solução na qual [H+] = [OH–] também será neutra.
131
FÍSICO-QUÍMICA
• Soluçõesácidas: quanto maior for [H+] ⇒ mais ácida é a solução.
• Soluções básicas: quanto maior [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução.
Como os valores das concentrações dos íons H+ e OH- são sempre muito pequenos, o químico L. 
Sorensen propôs que se aplicasse sobre elas a função logarítmica para se obter resultados mais fáceis 
de trabalhar. Assim, teremos:
pH = - log[H+] e pOH = - log [OH-]
Sendo que pH significa “potencial hidrogeniônico”, e pOH quer dizer “potencial hidroxiliônico”.
Para a água e soluções neutras, [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol.L-1
Logo, pH = -log 1x10-7 ⇒ pH=7
Os valores obtidos com cálculos desse tipo formarão as escalas de pH e pOH que nos permitem 
avaliar acidez e basicidade (ou alcalinidade). A escala mais usada é a de pH.
Ambas as escalas estão apresentadas a seguir e relacionam os valores de pH e pOH com as 
concentrações dos íons H+ e OH-.
100[OH+]
10-14[OH-]
0pH
14pOH
10-4
10-10
4
10
10-8
10-6
8
6
10-12
10-2
12
2
10-2
10-12
2
12
10-6
10-8
6
8
10-10
10-4
10
4
10-14
100
14
0
10-1
10-13
1
13
10-5
10-9
5
9
10-9
10-5
9
5
10-13
10-1
13
1
10-3
10-11
3
11
10-7
10-7
7
7
10-11
10-3
11
3
Suco gástrico 
(pH 1,0 - 3,0)
HCI (1,0 M)
 (pH 0,0)
Suco de limão
 (pH 2,2 - 2,4)
Água gaseificada
 (pH 3,9)
Leite
 (pH 6,4)
Sangue
 (pH 7,4)
Bicarbonato de 
sódio
 (0,1 M)(pH 8,4)
Ajax, Fúria
 (pH 11,9)
Vinagre
 (pH 2,4 - 3,4)
Cerveja
 (pH 4,0 - 4,5)
Água do mar
 (pH 7,0 - 8,3)
Ácido Neutro Básico
Leite de 
magnésia
 (pH 10,5)
NaOHa
(1,0 M) 
(pH 14,0)
Figura 73 – Escalas de pH e pOH
Então, já se sabe que conhecendo a concentração molar de íons H+ de uma solução é possível 
determinar o seu valor de pH, bastando usar a fórmula de Sorensen:
pH = -log [H+] (o análogo funciona para pOH)
E se ocorrer o inverso, ou seja, caso se conheça o valor do pH (obtido experimentalmente) e for 
necessário saber a concentração molar dos íons H+? Nesse caso, basta recorrer à função inversa do 
logaritmo, que é a função exponencial.
132
Unidade II
[H+] = 10-pH e [OH-] = 10-pOH
(novamente o análogo funciona para [OH-])
Para facilitar os cálculos, pode-se escrever que, para uma mesma amostra, a soma dos seus valores 
de pH e pOH sempre deverá ser igual a 14.
pH + pOH = 14
Um exemplo importante da utilização da escala de pH é no controle de substâncias na 
corrente sanguínea.
O organismo humano produz CO2 a partir da queima de glicose no processo da respiração celular. 
Conforme Usberco e Salvador (2002), parte desse CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio:
CO2 (g) + H2O(l) ⇄ <H2CO3 > ⇄ H+(aq) + HCO3 –(aq)
Trata-se de um dos sistemas que mantém o pH do nosso sangue entre 7,3 e 7,5.
Quando a respiração é deficiente, essa hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2 
no sangue, deslocando o equilíbrio para a direita, o que aumenta a concentração de H+ e, portanto, 
diminui o pH sanguíneo. Essa situação é denominada acidose.
Quando uma pessoa respira muito rapidamente, como quando ocorre um ataque de ansiedade ou 
em situações de perigo, acontece uma hiperventilação, a qual acarreta a perda de uma quantidade 
maior de CO2 pelos pulmões, deslocando o equilíbrio para a esquerda, o que diminui a concentração de 
H+, aumentando o pH do sangue. Essa situação é denominada alcalose.
De acordo com Usberco e Salvador (2002), a acidose pode ser percebida por sintomas como falta de ar, 
diminuição ou supressão da respiração e desorientação com possibilidade de coma. Ela pode ser causada por 
ingestão de drogas, enfisema, pneumonia, bronquite, asma e alterações no sistema nervoso central; a alcalose 
tem como sintomas a respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular e convulsões, e pode ser causada 
por ingestão de drogas, cirrose, exercícios físicos excessivos, overdose de aspirina e doenças pulmonares.
7.2 Indicadores de pH
Algumas substâncias como a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o alaranjado de metila são capazes 
de mudar de coloração conforme muda o pH da solução na qual se encontram. Logo, conhecendo as 
propriedades delas é possível saber o pH de uma amostra utilizando soluções das substâncias ou papéis 
previamente embebidos nelas. São chamados indicadores ácido-base.
Algumas fitas contendo tais substâncias indicadoras são padronizadas para utilização em ensaios de 
laboratório. Através de uma escala de cores preestabelecidas podemos comparar a fita molhada com a 
amostra com a escala e determinar rapidamente o seu pH, como se observa a seguir.
133
FÍSICO-QUÍMICA
11 33 55 77 99 1111 1313 14140,10,1
Escala de pHEscala de pH
22 44 66 88 1010 1212
Figura 74 – Solução indicador de pH
Figura 75 – Papel indicador de pH
Essas fitas são amplamente utilizadas em laboratórios químicos, de análises clínicas, na indústria e 
até mesmo para controle do pH em piscinas.
0 71 82 93 104 115 126 137 14
100 Strips Cat. 9590
pH indicator strips non-bleeding
color pHast pH 0-14
EM-Reagents
Dip in - read while still moist.
Immerse in weak-buffered solutions 
until there is no further color change 
(1-10 min)
A) B)
Figura 76 – Fitas para controle de pH
134
Unidade II
A seguir, constam alguns dos indicadores mais comuns e suas cores em meio ácido e básico:
Tabela 19 – Indicadores e suas cores em meio ácido e básico
Indicador Cor em meio ácido Cor em meio básico
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de metila Vermelho Alaranjado
Azul de bromotimol Amarelo Azul
tornassol Vermelho Azul
 Lembrete
Algumas substâncias como a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o 
alaranjado de metila são capazes de mudar de coloração conforme muda o 
pH da solução na qual se encontram.
7.3 Hidrólise
Antes de iniciar o estudo sobre hidrólise salina, é importante relembrar alguns conceitos importantes 
a respeito dos sais.
Há várias definições aceitas para “sal”, e a mais frequentemente utilizada é: “sal é uma substância 
formada a partir da neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius”. De acordo com Feltre (2004), 
nas reações de neutralização ácido-base os sais são formados com água, conforme ilustra a figura seguinte:
Na+
Cátion
Dissociação Ionização
CátionÂnion Ânion
NaOH
Base Ácido Sal Água
HCI NaCI
NaCI
+ +
+
H2O
H2O
H+OH- CI-
Figura 77 – Formação de sal
135
FÍSICO-QUÍMICA
No exemplo anterior, observamos que ao se dissolverem base e ácido na água:
• a base NaOH sofreu dissociação, liberando cátion Na+ e ânion OH-;
• o ácido HCl sofreu ionização, liberando o cátion H+ e o ânion Cl-.
Os íons H+ e OH-, que têm grande afinidade, unem-se para formar uma molécula de água. O cátion 
proveniente da base (no caso Na+) fica disponível para formar o sal com o ânion proveniente do ácido 
(no caso, o Cl-). Então, é acertado dizer que, em qualquer que seja o sal, temos sempre cátion proveniente 
de uma base e ânion oriundo de um ácido.
7.4 pH de soluções aquosas
Ao dissolver um ácido em água, o pH da solução resultante sempre é menor que 7 devido à presença 
dos íons hidrônio (H3O
+ ou, abreviadamente, H+), liberados no processo de ionização do ácido.
Figura 78 – pHmetro
No caso de um ácido forte, esse processo gera um equilíbrio fortemente deslocado para a direita, 
com liberação de grande quantidade de íons H+; seu valor de Ka, como já foi visto, é alto.
HA ⇄ H+ + A- 
K
H A
HAa
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
+ -.
Quando se dissolve uma base em água, o pH da solução resultante é sempre maior que 7 devido 
à presença de íons hidroxila (OH-), liberados no processo de dissociação ou ionização da base. Quanto 
maior for a dissolução da base, maior será a quantidade de íons hidroxila liberada, a força da base e o 
valor de Kb.
136
Unidade II
BOH ⇄ B+ + OH- 
K
B OH
BOHb
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
+ -.
 Saiba mais
Para prever a força de ácidos e bases, consulte os valores de Ka e Kb nas 
tabelas contidas em:
KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. Química e reações químicas: volume 1. 
4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002a.
No entanto, ao se dissolver um sal em água, existem as seguintes possibilidades:• pH da solução resultante pode ser igual ou próximo a 7,0 (solução neutra);
• pH inferior a 7,0 (solução ácida);
• pH superior a 7,0 (solução básica).
Essa diferença nos valores de pH de soluções salinas depende do sal, ou seja, do cátion e do ânion 
que o constituem. Isso acontece porque os cátions e ânions salinos podem ter maior ou menor afinidade 
pelos íons presentes no equilíbrio aquoso, H+ e OH-.
7.4.1 Investigando afinidades
Comparando ácidos
• Ácido clorídrico: HCl, Ka = 1x10
7
O grande valor de Ka para esse ácido permite afirmar que seu equilíbrio de ionização em água é 
fortemente deslocado para a direita, gerando grande quantidade de íons H+. Trata-se de um ácido forte.
HCl ⇄ H+ + Cl- onde K
H CI
HCIa
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
+ +.
 e 1 107.
.
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
+ +H CI
HCI
Ora, se a quantidade de íons H+ liberada é grande, isso nos permite concluir que o ânion cloreto (Cl-) 
não tem afinidade pelo cátion H+.
137
FÍSICO-QUÍMICA
• Ácido cianídrico: HCN, Ka = 4,8x10
-10
Um valor tão pequeno de Ka para este ácido permite afirmar que seu equilíbrio de ionização em 
água é fortemente deslocado para a esquerda, favorecendo de modo imenso a presença de ácido na sua 
forma molecular, HCN, gerando pouquíssima quantidade de íons H+. Trata-se de um ácido fraco.
HCN ⇄ H+ + CN- onde K
H CN
HCNa
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
+ -.
 e 4 8 10 10, .
.
-
+ -
=
é
ë
ù
û
é
ë
ù
û
[ ]
H CN
HCN
Como a quantidade de íons H+ liberados é muito, muito pequena, isso nos permite concluir que o 
ânion cianeto (CN-) apresenta grande afinidade pelo cátion H+.
 Observação
Ânion proveniente de ácido forte não tem afinidade pelo cátion hidrônio 
H+ (por exemplo: Cl-, proveniente do HCl).
Por outro lado, ânion proveniente de ácido fraco tem muita afinidade 
pelo cátion hidrônio H+ (como é o caso do CN-, proveniente do HCN).
Comparando bases
O hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte, muito dissociada. Então, para ela podemos escrever 
a reação:
NaOH (s) ⇄ Na+(aq) + OH- (aq)
com equilíbrio amplamente deslocado para a direita.
Então, se a base é muito dissociada, sabemos que a quantidade de íons hidroxila (OH1-) liberada em 
solução é grande e conclui-se que o cátion sódio (Na+) não tem afinidade pelo ânion OH-.
O hidróxido de amônio (NH4OH) (também conhecido como amônia aquosa, uma mistura de NH3 + H2O) 
é uma base fraca, com Kb igual a 1,8x10
-5, o que permite afirmar que o equilíbrio dado pela reação
NH3 (g) + H2O (l) ⇄ NH4+(aq) + OH- (aq)
é amplamente deslocado para a esquerda.
Portanto, se a base é pouco ionizada, a quantidade de íons hidroxila OH- liberada em solução é 
pequena e conclui-se que o cátion amônio (NH4
+) tem muita afinidade pelo ânion OH-.
138
Unidade II
 Observação
Cátion proveniente de base forte não tem afinidade pelo ânion hidroxila OH- 
(como é o caso do Na+, oriundo do NaOH).
Por outro lado, cátion proveniente de base fraca tem muita afinidade 
pelo ânion hidroxila OH- (como é o caso do NH4
+, proveniente do NH3 
quando ionizado em água).
Compostos moleculares como os ácidos, nos quais há somente ligações covalentes, sofrem ionização 
(geração de íons). Já os compostos iônicos, como um grande número de bases, sofrem dissociação 
(separação de íons já existentes).
7.4.2 Prevendo qualitativamente o pH de soluções salinas
Vejamos na sequência alguns exemplos:
Exemplo 1
Sal (cianeto de sódio – NaCN), formado pelo cátion sódio Na+ e pelo ânion cianeto CN-. 
Se este sal fosse adicionado a um frasco contendo certa quantidade de água, seria possível prever 
qualitativamente qual o pH da solução resultante? Daria para saber se a solução salina seria ácida, 
básica ou neutra?
Na dissolução, os cátions e ânions que compõem o sal vão se dissociar, conforme a reação:
NaCN (s) H2O Na+(aq) + CN- (aq)
Então, o ânion cianeto e o cátion sódio estão em solução aquosa.
Na comparação das bases, anteriormente, observou-se que o cátion sódio Na+ não tem afinidade 
pela hidroxila OH- da água, pois é proveniente do NaOH, que é uma base forte, e Na+ permanece em 
solução. O ânion cianeto CN- tem afinidade pelos cátions hidrônio H+ da água, pois CN- é proveniente 
de um ácido fraco, e por isso sua tendência é retirar cátions hidrônio da água, formando novamente seu 
ácido fraco, HCN, conforme a reação:
CN- + H OH HCN + OH-
+ -
Água Ácido 
cianídrico
pH deve 
aumentar
Figura 79 
139
FÍSICO-QUÍMICA
Essa reação é chamada hidrólise, e nela o ânion CN- “quebrou” uma molécula de água para capturar 
o cátion hidrônio, portanto o cianeto sofreu hidrólise.
Assim, como houve liberação de íons hidroxila OH- em solução, pode-se prever que o pH da solução 
salina de cianeto de sódio não será igual a sete, mas pH maior que sete.
Exemplo 2
Sal (cloreto de amônio – NH4Cl), formado pelo cátion amônio NH4
+ e pelo ânion cloreto Cl-. Se este sal 
fosse adicionado a um frasco contendo certa quantidade de água, seria possível prever qualitativamente 
qual o pH da solução resultante?
Quando o sal se dissolve, seus cátions e ânions se dissociam conforme a reação química seguinte:
NH4Cl(s) 
H2O NH4+(aq) + Cl- (aq)
Em solução aquosa estão os íons cloreto Cl- e amônio NH4
+.
Na comparação dos ácidos, anteriormente, observou-se que o ânion cloreto Cl- não tem afinidade 
pelo hidrônio da água, pois provém de um ácido forte (HCl), assim, ele permanece em solução. Por ser 
proveniente de uma base fraca, o cátion NH4
+ tem afinidade pelas hidroxilas da água; sua tendência 
é “hidrolisar”, ou seja, “quebrar água”, capturando sua hidroxila OH- e formando novamente sua base 
fraca, NH4OH (ou NH3+H2O), conforme:
NH4
- + H OH NH4OH + H
+ +-
Água Hidróxido de 
amônio
pH deve 
diminuir
Figura 80 
Como produtos da reação exemplificada, temos o hidróxido de amônio NH4OH e os cátions 
hidrônio H+.
Assim, como houve liberação de íons hidrônio H+ em solução, pode-se prever que o pH da solução 
salina de cloreto de amônio não será igual a sete, mas pH menor que sete.
Isto posto, é possível prever qualitativamente o pH de soluções salinas conhecendo os cátions e 
ânions que formam o sal e verificando a possibilidade de cada um deles sofrer hidrólise. Sofrem hidrólise 
cátions provenientes de bases fracas e ânions provenientes de ácidos fracos.
Assim sendo, há basicamente quatro casos:
140
Unidade II
• Solução de sal formado pela reação entre um ácido forte e uma base forte (ou sal de ácido forte 
e base forte)
Não há hidrólise de cátion nem de ânion, pois o cátion proveniente da base não tem afinidade por 
hidroxilas e nem o ânion proveniente do ácido tem afinidade por hidrônio. O pH da solução permanece 
bem próximo ao pH da água.
Exemplo: solução de sal cloreto de potássio (KCl) (sal proveniente da neutralização entre o ácido 
forte HCl e a base forte KOH).
• Solução de sal formado pela reação entre um ácido fraco e uma base forte (ou sal de ácido fraco 
e base forte)
Não há hidrólise do cátion, pois ele não tem afinidade pela hidroxila da água, mas há hidrólise 
do ânion, uma vez que ele possui afinidade pelos íons hidrônio da água. O ânion captura H+ da 
água, liberando OH-. A solução resultante apresentará características básicas com valores de pH 
superiores a 7,0.
Exemplo: solução de sal acetato de sódio (NaCOOCH3) (sal proveniente da neutralização entre ácido 
acético CH3COOH e hidróxido de sódio NaOH). Nesta solução salina temos as reações seguintes:
Dissolução do sal: CH3COONa(s) → Na
+
(aq) + CH3COO
- (aq)
Autoionização da água: HOH (l) ⇄ H+(aq) + OH-(aq)
Hidrólise do ânion: CH3COO
-
(aq) + HOH(l) ⇄ CH3COOH(aq) + OH- (aq)
Ao somar todas as reações que ocorrem no sistema, o resultado é:
CH3COONa(s) + HOH(l) ⇄ CH3COOH(aq) + Na+(aq) + OH- (aq)
Sal acetato 
de sódio
Água Ácido 
acético
Cátion 
sódio
Ânion 
hidroxila
Assim sendo, como houve liberação de hidroxilas OH- na reação de hidrólise, a solução deve ter seu 
valor de pH aumentado.
De forma geral, o conceito de hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte pode ser resumido da 
seguinteforma:
Solução de sal de base forte e ácido fraco
Ânion + H2O ⇄ ácido fraco + OH-
Ânion 
hidrolisa pH aumenta
141
FÍSICO-QUÍMICA
• Solução de sal formado pela reação entre um ácido forte e uma base fraca (ou sal de ácido forte 
e base fraca)
Não há hidrólise do ânion, pois ele não tem afinidade pelo hidrônio H+ da água, mas há hidrólise do 
cátion, uma vez que ele tem afinidade pelos íons hidroxila OH- da água. O cátion captura OH- da água, 
liberando H+. A solução resultante apresentará características ácidas com valores de pH menores que 7,0.
Exemplo: solução de sal nitrato de amônio (NH4NO3) (sal proveniente da neutralização entre ácido 
nítrico HNO3 e hidróxido de amônio NH4OH). Nesta solução salina temos as seguintes reações:
Dissolução do sal: NH4Cl(s) → NH4
+
(aq) + Cl
- (aq)
Autoionização da água: HOH (l) ⇄ H+(aq) + OH-(aq)
Hidrólise do cátion: NH4
+
(aq) + HOH(l) ⇄ NH4OH(aq) + H+ (aq)
Portanto, considerando o sistema como um todo podemos somar todas as reações anteriores e 
teremos a seguinte reação resultante:
NH4Cl(s) + HOH(l) ⇄ NH4OH(aq) + Cl-(aq) + H+ (aq)
Sal cloreto 
de amônio
Água Hidróxido 
de amônio
Ânion 
cloreto
Cátion 
hidrônio
Assim sendo, como houve liberação de cátions hidrônio H+ na reação de hidrólise, a solução deve ter 
seu valor de pH aumentado.
De forma geral, o conceito de hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte pode ser resumido assim:
Solução de sal de ácido forte e base fraca
cátion + H2O ⇄ base fraca + H+
Cátion 
hidrolisa pH diminui
• Solução de sal formado pela reação entre um ácido fraco e uma base fraca (ou sal de ácido fraco 
e base fraca)
Esperamos que haja hidrólise tanto do cátion quanto do ânion, dando origem a uma base e um ácido 
fracos, respectivamente. O cátion deve capturar íons hidroxila e o ânion capturar íons hidrônio.
Como ocorreria liberação tanto de H+ (pela hidrólise do cátion) como de OH- (pela hidrólise do 
ânion), só se pode estimar o pH da solução resultante conhecendo proporção dos íons hidrolisados.
142
Unidade II
Quando a proporção é a mesma o pH da solução é neutro, mas quando a ela é diferente o pH da 
solução resultante poderá ser ácido ou alcalino, dependendo das constantes de ionização do ácido fraco 
e da base fraca que se formam (Ka e Kb, respectivamente):
• Se Ka = Kb: as concentrações molares de H
+ e OH- serão iguais e a solução será neutra pois cátion 
e ânion terão sido hidrolisados na mesma proporção.
• Se Ka > Kb: a concentração molar de H
+ é maior que a de OH- e a solução será ácida; o cátion terá 
sido hidrolisado em maior escala que o ânion.
• Se Ka < Kb: a concentração molar de H
+ é menor que a de OH- e a solução será alcalina; o ânion 
terá sido hidrolisado em maior escala que o cátion.
Exemplo: solução de sal acetato de amônio CH3COONH4 (sal proveniente da neutralização entre 
ácido acético (CH3COOH) e hidróxido de amônio (NH4OH)).
Nessa solução salina temos as seguintes reações:
Dissolução do sal: CH3COONH4 (s) → NH4 
+
(aq) + CH3COO
- (aq)
Autoionização da água: HOH (l) ⇄ H+(aq) + OH-(aq)
Hidrólise do cátion amônio: NH4
+
(aq) + HOH(l) ⇄ NH4OH(aq) + H+ (aq)
Hidrólise do ânion acetato: CH3COO
-
(aq) + HOH(l) ⇄ CH3COOH(aq) + OH- (aq)
Portanto, somando-se todas as reações que ocorrem no sistema, a reação resultante será:
CH3COONH4 (s) + HOH(l) ⇄ CH3COOH(aq) + NH4OH(aq)
Sal acetato 
de amônio
Água Ácido acético Hidróxido 
de amônio
A partir da análise da reação resultante do sistema não encontramos liberação de íons hidrônio (H+) 
nem de íons hidroxila (OH-), portanto ainda não existem condições de prever alterações de pH.
Será preciso analisar os valores de Ka (do ácido acético) e Kb (do hidróxido de amônio). De acordo 
com Fonseca (2001), o valor de Ka do ácido acético é igual ao de Kb do hidróxido de amônio, ambos 
valem 1,75x10-5. Como os valores de Ka e Kb são iguais, a solução apresenta concentração de íons H
+ e 
OH- iguais e tem caráter neutro (pH = 7).
Exemplo:
Solução de sal cianeto de amônio (NH4CN) (sal proveniente da neutralização entre ácido cianídrico 
HCN e hidróxido de amônio NH4OH). Nesta solução salina temos as seguintes reações:
143
FÍSICO-QUÍMICA
Dissolução do sal: NH4CN(s) → NH4 
+
(aq) + CN
- (aq)
Autoionização da água: HOH (l) ⇄ H+(aq) + OH-(aq)
Hidrólise do cátion amônio: NH4
+
(aq) + HOH(l) ⇄ NH4OH(aq) + H+ (aq)
Hidrólise do ânion cianeto: CN-(aq) + HOH(l) ⇄ HCN(aq) + OH- (aq)
Portanto, somando-se todas as reações que ocorrem no sistema a reação resultante será:
NH4CN(s) + HOH(l) ⇄ HCN(aq) + NH4OH(aq)
 Sal cianeto 
de amônio
Água Ácido 
cianídrico
Hidróxido 
de amônio 
A partir da análise da resultante do sistema não há liberação de íons hidrônio (H+) nem de íons 
hidroxila (OH-), portanto ainda não se pode prever alterações de pH.
Será preciso analisar os valores de Ka (do ácido cianídrico) e Kb (do hidróxido de amônio). De acordo 
com Fonseca (2001), o valor de Kb do hidróxido de amônio, 1,75x10
-5, é muito maior que de Ka do ácido 
cianídrico que é 4,8x10-10, e assim, como a base se ioniza em maior escala que o ácido, o pH deve subir.
De forma geral, o conceito de hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte pode ser resumido assim:
Solução de sal de ácido fraco e base fraca
cátion + ânion + H2O ⇄ ácido fraco + base fraca
Cátion 
hidrolisa
Ânion 
hidrolisa
Se Ka > Kb → pH diminui
Se Ka < Kb → pH aumenta
Exemplo de aplicação
Para resolver os exercícios a seguir, consulte a tabela na sequência.
Tabela 20 – Constantes de ionização e dissociação de substâncias a 25 ºC
Substância Constante de ionizaçãoou dissociação a 25º C
HClO 3,5x10-8
HNO2 4,5 x 10
-4
HCl >1x103
H2CO3 4,2x10
-7
H2SO4 muito alto
NH4OH 1,8x10
-5
NaOH alto
Fonte: Kotz e Treichel Junior (2002b, p. 306-307).
144
Unidade II
Exemplo 1
Em três tubos de ensaio, preparou-se três soluções aquosas a 25 ºC. Procedeu-se a dissolução de 
sulfato de sódio (Na2SO4) em água no tubo A, dissolução de carbonato de sódio (Na2CO3) em água no 
tubo B e dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) no tubo C. A respeito do pH das soluções contidas nos 
tubos A, B e C é correto dizer que:
A) Para a solução do tubo A, o pH é neutro pois o sal é proveniente de um ácido forte e base forte. 
Assim, não há hidrólise de cátion e nem de ânion.
B) Para a solução do tubo B, o pH deve ser menor que 7 (o meio é ácido), pois o ânion provém de 
ácido fraco e este ânion se hidrolisa liberando íons H+.
C) Para a solução do tubo C, o pH será maior que 7 (o meio é alcalino ou básico), pois é um sal que 
provém de uma base forte e somente o ânion se hidrolisa, liberando íons OH-.
D) Para o tubo A, o pH deve ser menor que 7 porque se trata de um sal que provém de ácido forte 
que apresenta dois átomos de hidrogênio na fórmula.
Resposta correta: alternativa A.
Resolução
A) Correto: no tubo A o pH deve ser 7 neutro, pois o sal provém de ácido forte (H2SO4) e base forte 
(NaOH) e assim não há ocorrência de hidrólise do ânion e nem do cátion.
B) Incorreto: o cátion deste sal vem de uma base forte (NaOH) e o ânion provém de um ácido fraco 
(H2CO3). Assim, haverá hidrólise do ânion conforme a seguinte reação:
CO3
2- (aq) + 2 H2O(l) → H2CO3 (aq) + 20H- (aq)
com consequente liberação de íons OH-, o que fará com que o pH se eleve.
C) Incorreto: a substância NaOH não é um sal, mas uma base. Os íons OH- liberados para a solução 
são provenientes da base e não de qualquer hidrólise.
D) Incorreto: o pH será igual a 7, pois o sal vem de ácido e base fortes e assim não há hidrólise. O pH 
da solução resultante é independente de quantos átomos de hidrogênio participam da fórmula 
do sal, depende somente da concentração de íons hidrônio livres em solução.
Exemplo 2
Preparou-se uma solução aquosa de hipoclorito de amônio (NH4ClO). A partir da consulta dos valores 
das constantes de ionização Ka e Kb fornecidos na tabela 9, é correto afirmar que:
145
FÍSICO-QUÍMICA
A) Trata-se de um sal de ácido e base fracos; tanto o cátion como o ânion se hidrolisam. Comoa proporção de íons hidrônio e hidroxila no ácido e na base que dão origem ao sal é de 1:1, a 
solução resultante será neutra.
B) Trata-se de um sal de ácido e base fracos; tanto o cátion como o ânion se hidrolisam. Como Kb é 
maior que Ka, a concentração molar de íons hidroxila livres em solução será maior que a de íons 
hidrônio e, por isso, o pH da solução será básico.
C) Trata-se de um sal de ácido e base fracos; tanto o cátion como o ânion se hidrolisam. Como Kb é 
maior que Ka, a concentração molar de íons hidrônio livres em solução será maior que a de íons 
hidroxila e, por isso, o pH da solução será ácido.
D) Trata-se de um sal de ácido e base fracos; tanto o cátion como o ânion se hidrolisam. Como Kb 
é maior que Ka, a base se hidrolisará em maior proporção, liberando maior quantidade de íons 
hidrônio e tornando o pH da solução ácido.
Resposta correta: alternativa B.
Resolução
A) Incorreto: pois se houver hidrólise tanto do cátion como do ânion, somente através da análise dos 
valores das constantes Ka e Kb é que se pode estimar o pH. Caso Ka seja maior que Kb, o pH será 
menor que 7, caso Kb seja maior que Ka, o pH será maior que 7.
B) Correto: o NH4ClO é um sal de ácido e base fracos e assim ambos, cátion e ânion se hidrolisam. 
Sendo Kb (1,8x10
-5) maior que Ka (3,5x10
-8), a quantidade de íons OH- será maior que a quantidade 
de íons H+ e assim o pH será alcalino (básico).
C) Incorreto: sendo Kb maior que Ka, a concentração de íons H
+ será menor que a de íons OH- e assim 
o valor do pH será maior que 7, o que indica meio básico.
D) Incorreto: sendo Kb maior que Ka, isso indica que o maior valor de Kb significa que o ânion se 
hidrolisou em maior escala, ocorrendo liberação de maior quantidade de íons hidroxila; logo, o 
valor de pH será básico.
8 TEORIA ÁCIDO-BASE
8.1 Teoria Ácido-Base de Arrhenius
O físico e matemático sueco Svante August Arrhenius estudou soluções eletrolíticas e, em 1887, 
publicou a primeira Teoria Ácido-Base. Ele propôs que:
146
Unidade II
• Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, liberam o íon hidrônio H3O
+ (ou, 
abreviadamente, H+) como único cátion.
Exemplos: HCl H2O H+(aq) + Cl
-
(aq)
HNO3 
H2O H+(aq) + NO3
-
(aq)
H2SO4 
H2O 2H+(aq) + SO4
2-
(aq)
A partir dos exemplos citados, HCl, HNO3, H2SO4 são ácidos de Arrhenius.
• Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, liberam o íon hidroxila OH- como 
único ânion.
Exemplos: NaOH H2O Na+(aq) + OH
-
(aq)
Ca(OH)2 
H2O Ca2+(aq) + 2 OH
-
(aq)
Al(OH)3 
H2O Al3+(aq) + 3 OH
-
(aq)
A partir dos exemplos dados, NaOH, Ca(OH)2 e Al(OH)3 são bases (também chamadas “álcalis”) 
de Arrhenius.
Atualmente, sabe-se que o solvente desempenha um papel fundamental no comportamento 
ácido-base de uma substância.
Quando vemos a fórmula HCl é comum a leitura “ácido clorídrico”, e pela teoria de Arrhenius a 
reação de ionização é HCl → H+ + Cl-. No entanto, se o solvente fosse benzeno, por exemplo, a ionização 
não ocorreria, ou seja, não haveria liberação de íons H+ e o HCl permaneceria na forma molecular. O HCl 
sofrerá essa ionização em meio aquoso.
A teoria de Arrhenius, por ser mais simples, tem sido útil ao longo dos tempos no estudo dos 
ácidos, bases e sais, e também nas reações de neutralização; contribuiu ainda para explicar um 
grande número de fenômenos. No entanto, sendo uma teoria que restringe o estudo ao meio aquoso, 
apresenta muitas limitações.
Com o passar do tempo e a evolução da ciência, o desenvolvimento de outras teorias ácido-base 
foi necessário, principalmente para que se contemplasse também o comportamento de substâncias em 
meios não aquosos.
8.2 Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry
Em 1923, os químicos Johannes Brönsted e Thomas Lowry propuseram independentemente uma 
teoria mais abrangente que aquela de Arrhenius. Neste caso, não é necessário que o solvente seja água.
147
FÍSICO-QUÍMICA
• Ácido é qualquer espécie química (molécula ou íon) que seja capaz de doar um próton (íon H+) 
para outra espécie química.
• Base é qualquer espécie química (molécula ou íon) que seja capaz de receber um próton (íon H+) 
de outra espécie química.
A Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry também é chamada de Teoria Protônica, pois a espécie 
química H+ nada mais é do que um próton.
Conforme Fonseca (2001), as espécies químicas que, em uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry 
diferem entre si apenas por um próton, H+, são denominadas par conjugado. Por exemplo, o ácido 
nitroso HNO2 e o íon nitrito NO2
- constituem um par conjugado; o cátion amônio NH4
+ e a amônia NH3 
formam outro, assim como H2PO4
- e HPO4
2- , H2CO3 e HCO3
-, HCO3
- e CO3
2-.
 Observação
A notação do par conjugado, na maioria das vezes, traz o ácido seguido 
de uma barra inclinada e depois a base.
Entre as duas espécies químicas que formam o par conjugado, será o ácido aquela que apresentará 
maior quantidade de H na fórmula.
Exemplo 1
HCl(g) + H2O(l) 
Reação direta
Reação reversa
 H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
H+
Doa H+
Ácido de 
Brönsted
Recebe H+
Base de 
Brönsted
Figura 81 
Neste exemplo, o HCl doou H+ para H2O, portanto ele é classificado como ácido de Brönsted; H2O 
recebeu H+ e é identificado como base de Brönsted.
Quando um ácido de Brönsted doa H+, ele se transforma em sua base conjugada. No exemplo 
anterior, HCl doou H+ e se transformou em Cl-. Portanto, escreve-se o par conjugado HCl/Cl- (a única 
diferença entre HCl e Cl- é um H+).
Quando uma base de Brönsted recebe H+, ela se transforma em seu ácido conjugado. No exemplo 
anterior, H2O recebeu H
+ e se transformou em H3O
+. Portanto, escreve-se o par conjugado H3O
+/H2O.
148
Unidade II
Exemplo 2
NH3(g) + H2O (l) 
Reação direta
Reação reversa
 NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
H+
Doa H+
Ácido de 
Brönsted
Recebe H+
Base de 
Brönsted
Figura 82 
Neste exemplo, a água (H2O) doou H
+ para NH3, portanto, ela é classificada como ácido de Brönsted; 
a amônia NH3 recebeu H
+ e é classificada como base de Brönsted.
Nota-se que H2O doou H
+ e se transformou em OH-. Assim sendo, o par conjugado será H2O/OH
-. Ao 
mesmo tempo, NH3 recebeu H
+ e se transformou em NH4
+. Assim sendo, o par conjugado será NH4
+/NH3.
Exemplo 3
NH3(g) + HSO4
-
(aq) 
Reação direta
Reação reversa
 NH4
+
(aq) + SO4
2-
(aq)
H+
Doa H+
Ácido de 
Brönsted
Recebe H+
Base de 
Brönsted
Figura 83 
Neste exemplo, HSO4
- doou H+ para NH3, portanto, HSO4
- é classificado como ácido de Brönsted; a 
amônia NH3 recebeu H
+ e é identificada como base de Brönsted.
Nota-se que HSO4
- doou H+ e se transformou em SO4
2-. Assim sendo, o par conjugado será 
HSO4
-/SO4
2-. Ao mesmo tempo, NH3 recebeu H
+ e se transformou em NH4
+. Assim sendo, o par conjugado 
será NH4
+/NH3.
Um detalhe importante a ser observado nos exemplos A e B: em cada um deles a água apresenta um 
comportamento diferente: primeiramente, ela recebeu H+ e atuou como base de Brönsted; na sequência, 
doou H+ e atuou como ácido de Brönsted. Espécies químicas que podem atuar como ácido ou como base 
de Brönsted são chamadas anfipróticas.
149
FÍSICO-QUÍMICA
Consta na sequência exemplo de espécie de químicas anfipróticas:
Exemplo 4
HPO4
2-
(aq) + OH
-
(aq) 
Reação direta
Reação reversa
 PO4
3-
(aq) + H2O(l)
H+
Doa H+
Ácido de 
Brönsted
Recebe H+
Base de 
Brönsted
Figura 84 
Pares conjugados: HPO4
2-/PO4
3- e H2O/OH
-
Exemplo 5
HPO4
2-
(aq) + HCl(aq) 
Reação direta
Reação reversa
 H2PO4
-
(aq) + Cl
-
(aq)
H+
Doa H+
Ácido de 
Brönsted
Recebe H+
Base de 
Brönsted
Figura 85 
Pares conjugados: H2PO4
-/HPO4
2- e HCl/Cl-
No último exemplo apresentado, observa-se a espécie química HPO4
2- atuar como ácido na primeira 
reação química e como base na segunda reação química. Dependendo da substância que reage com 
HPO4
2-, seu comportamento pode ser diferente. HPO4
2- é uma espécie anfiprótica.
8.3 Força de ácidos-base de Brönsted-Lowry
De acordo com Kotz e Treichel Jr. (2002), alguns ácidos em água são melhores doadores de H+ do 
queoutros e algumas bases em água são melhores aceptoras de H+ do que outras.
Por exemplo, em uma solução aquosa diluída de HCl, grande parte dos íons serão H3O
+ (aq) e Cl- (aq); 
o ácido está quase 100% ionizado e assim é considerado um ácido de Brönsted forte.
Sabendo que quando um ácido de Brönsted doa um H+ ele forma sua base conjugada, pode-se dizer 
que, quanto mais forte for um ácido, mais fraca será sua base conjugada, ou seja, menos tendência ela 
150
Unidade II
terá de aceitar (ou receber) um íon H+. Assim, se HCl é um ácido forte, ele tem grande tendência a doar 
H+ e formar a sua base conjugada Cl-, mas esta base conjugada será fraca, pois ela permanece na forma 
Cl- e não tem tendência em aceitar (ou “capturar”) um íon H+.
Assim, os ácidos e as bases de Brönsted podem ser ordenados em uma tabela de força relativa. 
Lembre-se que quanto maior for o valor de Ka mais forte é o ácido e quanto maior for o valor de Kb mais 
forte é a base.
Constam na sequência dois exercícios resolvidos:
Exemplo de aplicação
1) Algumas espécies químicas são doadoras de prótons (H+), e por isso classificadas como ácidos 
na Teoria de Brönsted-Lowry, outras espécies químicas são receptoras de prótons e classificadas, pela 
mesma teoria, como bases. A alternativa que mostra corretamente um par ácido/base conjugado é:
a) H3PO4/HPO4
2-
b) H2SO4/HSO3
-
c) HPO4
2-/PO4
3-
d) H2PO4
-/H3PO4
Resposta correta: alternativa C.
A) Incorreto: para formar um par conjugado, a única diferença entre as espécies químicas deve ser 
somente um íon H+. Entre as espécies H3PO4/HPO4
2- há diferença de dois íons H+.
B) Incorreto: somente um H+ deve diferir as duas espécies químicas. Entre H2SO4/HSO3
- há diferença 
de um H+ e também um átomo de oxigênio.
C) Correto: há somente um H+ de diferença entre HPO4
2-/PO4
3-, todo o resto permanece igual.
D) Incorreto: neste caso temos um par base-ácido. H2PO4
- é a base e o H3PO4 é o ácido, pois, entre 
ambos, aquele com maior quantidade de hidrogênios é o ácido.
2) Observe as reações que se seguem:
I – CN- (aq) + H3O
+
(aq) ⇄ HCN (aq) + H2O (l)
II – H3CCOO
- + NH3 ⇄ H3CCOOH + NH2-
III – NH4
+
(aq) + CO3
2-
(aq) ⇄ HCO3- (aq) + NH3 (aq)
151
FÍSICO-QUÍMICA
Classifique as espécies químicas destacadas como ácido ou base, de acordo com a Teoria Ácido-Base 
de Brönsted-Lowry.
Resolução: na reação I, os pares ácido-base conjugados são H3O
+/H2O e HCN/CN 
-. Portanto, a espécie 
HCN é classificada como ácido de Brönsted-Lowry.
Na reação II, os pares ácido/base conjugados são NH3/NH2
- e H3CCOOH/H3CCOO
-. Logo, nesta reação 
a espécie NH3 é classificada como ácido.
Na reação III, os pares ácido-base conjugados são NH4+/NH3 e HCO3-/CO32-. Assim, a espécie NH3, 
nesta reação, é classificada como base de Brönsted-Lowry.
8.4 Soluções tampão
As soluções comuns podem ser classificadas em três tipos: ácidas, básicas (ou alcalinas) e neutras, 
conforme veremos a seguir.
Quadro 1 – Tipos de soluções quanto ao valor de pH
Solução ácida
[H+] > [OH-]
pH < 7
Solução neutra
[H+] = [OH-]
pH = 7
Solução básica
[H+] < [OH-]
pH > 7
O estudo de soluções aquosas comuns mostra que:
• ao adicionar pequena quantidade de ácido forte, o pH diminui consideravelmente;
• ao adicionar pequena quantidade de base forte, o pH aumenta consideravelmente.
Ao adicionar ácido a uma solução aquosa, o pH diminui, pois há aumento de íons H+ livres na 
solução; ao adicionar base a uma solução aquosa, o pH aumenta devido a um aumento de íons OH- 
livres na solução.
No entanto, no caso de algumas soluções especiais, chamadas soluções tampão, a adição de certas 
quantidades de ácido ou base fortes praticamente não altera o pH. As soluções tampão podem ser 
encontradas em muitos sistemas vivos, como o caso do sangue humano.
De acordo com Kotz e Treichel Junior (2002a), o pH normal do sangue humano fica em torno de 7,4. 
A adição de pequenas quantidades de ácido ou base fortes ao sangue (por exemplo 0,01 mol por litro de 
sangue) leva a uma alteração do pH em apenas 0,1 unidade de pH. Para comparação, se adicionarmos 
0,01 mol de HCl a 1,0 litro de água pura, o valor do pH cai de 7 para 2; se acrescentarmos 0,01 mol de 
NaOH a 1,0 litro de água pura, o valor do pH aumenta de 7 para 12. Muitos outros fluidos corporais 
estão tamponados. Todos são importantes, pois pequenas variações do pH destes fluidos podem trazer 
152
Unidade II
enormes transtornos para a saúde.
Existem muitas outras situações nas quais é importante que o sistema mantenha o pH quando se 
adiciona certas quantidades de ácido ou base. Algumas delas são:
• Soluções para calibração de pHmetros.
• Meios de cultura (pois a maioria dos microrganismos somente sobrevive em condições adequadas 
de temperatura, concentração de nutrientes e pH).
• O pH do oceano é próximo a 8,4 devido ao tampão existente nele.
• Soluções para aplicação via endovenosa em pacientes com ferimentos ou queimaduras graves.
• O controle do pH na química analítica e industrial é fundamental em reações de precipitação e 
eletrodeposição de metais, separações, sínteses químicas e controle de reações eletroquímicas.
Como as soluções tampão conseguem manter o pH praticamente constante se a elas se adiciona ácido 
ou base? A resposta é: devido à sua capacidade de consumir os íons H+ ou OH- adicionados ao meio.
De que são constituídas as soluções tampão? Como elas são preparadas?
As principais formas de preparo de soluções tampão são:
• Mistura de um ácido fraco com sua base conjugada (a base conjugada geralmente está na forma 
de um sal, então mistura-se um ácido fraco e um sal solúvel contendo sua base conjugada). 
Exemplo: se o ácido fraco escolhido for HCN, sua base conjugada é CN-. Seleciona-se um sal 
solúvel cujo ânion seja o CN-, por exemplo, o NaCN. Logo, é possível preparar um sistema tampão 
usando mistura de ácido cianídrico HCN (fraco) com seu sal cianeto de sódio (NaCN).
• Mistura de uma base fraca com um ácido conjugado. Seleciona-se uma base fraca e um sal 
que contenha seu ácido conjugado. O raciocínio é semelhante. Exemplo: solução preparada com 
amônia (NH3) e sal cloreto de amônio (NH4Cl), já que o ácido conjugado da amônia é NH4
+.
Nota-se que devem estar presentes em boa quantidade as duas espécies químicas que formam um 
par ácido-base conjugado.
Para compreender o funcionamento de um sistema tampão no processo de controle do pH, 
considere o sistema tampão ácido acético/acetato de sódio e o sistema tampão básico hidróxido de 
amônio/cloreto de amônio.
Exemplo 1
Tampão ácido acético (CH3COOH)/acetato de sódio (CH3COONa)
153
FÍSICO-QUÍMICA
Considere as duas soluções de igual concentração molar.
• Solução de ácido acético (ácido fraco, Ka = 1,75x10
-5)
CH3COOH(aq) ⇄ H+(aq) + CH3COO-(aq) reação A
• Solução de sal acetato de sódio (sal solúvel)
CH3COONa(s) ⇄ Na+(aq) + CH3COO-(aq) reação B
Como é feita uma mistura das duas soluções, soma-se as duas reações, A e B; forma-se o seguinte 
sistema, que caracteriza a solução tampão:
H3CCOOH(aq) + + +
Ácido fraco, 
pouco ionizado
CH3CCOONa(s)
Sal solúvel
ZeroGrande 
quantidade
Grande 
quantidade
Pequena 
quantidade
Grande 
quantidade
Dissolve 
completamente
CH3COO
-
(aq)
Ânion proveniente do 
ácido fraco (pouco) e 
do sal solúvel (muito)
H+(aq)
Hidrônio 
proveniente 
da ionização 
do ácido
Na+(aq)
Cátion sódio 
proveniente 
da dissociação 
do sal
Figura 86 
O ácido acético (CH3COOH), por ser um ácido fraco, tem pouca tendência a se ionizar; portanto, a 
maioria de suas moléculas permanece em solução na forma não ionizada (CH3COOH), liberando muito 
poucos íons H+ e CH3COO
-. O sal acetato de sódio (CH3COONa) é um sólido solúvel e em solução tem 
dissociação praticamente total; logo, não existe mais CH3COONa sólido, mas grande quantidade de íons 
CH3COO
- e Na+ em solução provenientes da dissociação do sal.
Como os cátions sódio Na+ não apresentam afinidade por íons hidroxila ou acetato e permanecem 
em solução sem interferir no equilíbrio, descreve-seo sistema tampão assim:
CH3COOH(aq) 
1
2
 H+(aq) + CH3COO
-
(aq)
Muito MuitoPouco
Nota-se que o ácido fraco (CH3COOH) e sua base conjugada (CH3COO
-) estão ambos em grande 
quantidade. Como essa solução consegue manter o pH constante caso se adicione a ela um ácido forte 
ou uma base forte? Vejamos:
• Ao adicionar a este tampão um pouco de ácido forte, o excesso de íons hidrônio H+ deslocará o 
equilíbrio para a esquerda, favorecendo a reação nº 2, na qual os íons H+ adicionados “capturam” 
ânions acetato (CH3COO
- ), formando ácido acético (CH3COOH), que é um ácido fraco e, portanto, 
154
Unidade II
sem tendência para se ionizar. Pode-se imaginar então que os íons H+ adicionados foram 
capturados pelo deslocamento do equilíbrio e “guardados” na forma de ácido acético, então não 
houve praticamente aumento da quantidade de íons H+ livres em solução.
Como pH = - log [H+] e a [H+] praticamente não variou, então o pH também praticamente não vai variar.
Devemos perceber que os íons H+ adicionados foram consumidos pelo deslocamento do equilíbrio; 
quando ocorre o deslocamento há diminuição da concentração do acetato e aumento da concentração 
do ácido acético.
• Ao adicionar a este tampão um pouco de base forte, os íons hidroxila OH- acrescentados reagirão 
com os íons H+ presentes no equilíbrio para formar moléculas de H2O, muito estáveis. Assim, 
o consumo dos íons H+ originalmente presentes no equilíbrio vai deslocá-lo para a direita, 
favorecendo a reação nº 1 na qual as moléculas de ácido acético se ionizam, liberando íons H+ 
para reposição, juntamente com ânions acetato (CH3COO
-). Portanto, os íons H+ consumidos pela 
adição de base são repostos e não há variação da concentração de H+.
Como pH = - log [H+] e como [H+] praticamente não variou, então o pH também praticamente 
não vai variar.
É essencial notarmos que os íons OH- adicionados foram consumidos pelo deslocamento do 
equilíbrio, mas nesse deslocamento há diminuição da concentração de ácido acético e aumento da 
concentração de acetato.
Exemplo 2
Tampão amônia (NH3)/cloreto de amônio (NH4Cl)
Considere as duas soluções de igual concentração molar
• Solução de amônia (Kb=1,75x10
-5)
NH3(aq) + H2O(l) → NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) reação C
• Solução de sal cloreto de amônio (sal solúvel)
NH4Cl(aq) 
H2O NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq) reação D
Ao misturar as duas soluções, podemos somar as reações C e D e teremos o sistema que caracteriza 
a solução tampão já pronta:
155
FÍSICO-QUÍMICA
NH3(aq) ++ + +
Base fraca, 
pouco ionizada
NH4CI(s)H2O(I)
Sal solúvelSolvente
ZeroGrande 
quantidade
Grande 
quantidade
Pequena 
quantidade
Grande 
quantidade
Dissolve 
completamente
NH4
+
(aq)
Cátion proveniente da 
base fraca (pouco) e do 
sal solúvel (muito)
OH-(aq)
Hidroxila 
proveniente 
da ionização 
da base
CI-(aq)
Ânion cloreto 
proveniente 
da dissociação 
do sal
Figura 87 
A amônia NH3, sendo base fraca, tem pouca tendência a se ionizar e assim a maioria de suas 
moléculas permanece em solução na forma não ionizada NH3, liberando muito poucos íons NH4
+ e OH-. 
O sal cloreto de amônio (NH4Cl) é um sólido solúvel e em solução tem dissociação praticamente total; 
logo, não existe mais NH4Cl sólido, mas grande quantidade de íons NH4
+ e Cl- em soluções provenientes 
da dissociação do sal.
Como os ânions cloreto Cl- não apresentam afinidade por íons hidrônio ou amônio e permanecem 
em solução sem interferir no equilíbrio, descreve-se o sistema tampão assim:
NH3(aq) + H2O(l) 
1
2
 NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
Muito Muito Muito Pouco
Nota-se que a base fraca NH3 e seu ácido conjugado NH4
+ estão ambos em grande quantidade. 
Como esta solução consegue manter o pH constante caso se adicione a ela um ácido ou uma base 
forte? Vejamos:
• Ao adicionar a este tampão um pouco de ácido forte, o excesso de íons hidrônio H+ “captura” ânions 
hidroxila OH-, formando água. Isso deslocará o equilíbrio para a direita, favorecendo a reação nº 1, na 
qual NH3 se ioniza, formando NH4
+ e OH- para reposição. Assim, os íons H+ adicionados praticamente 
são consumidos e não haverá mudança na concentração de íons OH- da solução.
Como [H+] praticamente não variou, então o pH também praticamente não vai mudar.
É fundamental notarmos que os íons H+ adicionados foram consumidos pelo deslocamento 
do equilíbrio, mas neste deslocamento há diminuição da concentração da amônia e aumento da 
concentração do íon amônio.
• Ao adicionar a este tampão um pouco de base forte, os íons hidroxila OH- ficarão em excesso e 
assim o equilíbrio se deslocará para a esquerda, favorecendo a reação 2, na qual íons OH- e NH4
+ 
são consumidos para formar NH3 (base fraca, pouco ionizada), juntamente com água.
Como quase não ficarão íons OH- em excesso em solução, o pH praticamente não será alterado.
É essencial entendermos que os íons OH- adicionados foram consumidos pelo deslocamento do 
156
Unidade II
equilíbrio, mas neste deslocamento há diminuição da concentração de amônio (NH4
+) e aumento da 
concentração de amônia (NH3).
8.4.1 Determinação quantitativa de soluções tampão
Para o tampão ácido acético/íon acetato estudado, a reação que caracteriza o sistema em 
equilíbrio é:
CH3COOH(aq) 
1
2
 H+(aq) + CH3COO
-
(aq) 
[ ]
3
a
3
H . CH COO
 K
CH COOH
+ −   
   =
A partir da reação, pode-se escrever a expressão da constante de ionização (Ka).
Na expressão de Ka, isolando [H+], vem: 
[ ] [ ]a 3
3
K . CH COOH
H
CH COO
+
−
  =   
 
E, aplicando logaritmo negativo à expressão anterior, fica:
[ ]3
a
3
CH COOH
log H logK log
CH COO
+
−
 − = − −   
 
Como pH = - log [H+] e pKa = - log Ka
Substituindo, fica:
[ ]3
a
3
CH COOH
pH pK log
CH COO−
= −
 
 
A equação imediatamente anterior é conhecida como equação de Henderson- Hasselbach, e pode 
ser generalizada para uma solução tampão em meio ácido:
[ ]
[ ]a
ácido
pH pK log
base conjugada
= −
157
FÍSICO-QUÍMICA
Caso as concentrações do ácido e da base conjugada sejam iguais, então:
Ácido
Base conjugada
éë ùû
[ ]
=1 e como log 1 = zero, vem pH = pKa
Analogamente, caso o tampão seja básico, pode-se escrever:
[ ]
[ ]b
base
pOH pK log
ácido conjugado
= −
E, caso as concentrações da base e do ácido conjugado sejam iguais, então:
Base
cido conjugado
[ ]
éë ùû
=
Á
1 e como log 1 = zero, vem pOH = pKb
Conforme Fiorucci, Soares e Cavalheiro (2001), um tampão é mais efetivo a mudanças no pH quando 
seu pH é igual ao pKa, ou seja, quando as concentrações das espécies ácida e básica são iguais. A região 
de pH útil de um tampão é usualmente considerada como sendo de pH = pKa ± 1.
8.4.2 Capacidade tamponante
Soluções tampão mantêm o pH do meio praticamente constante devido à sua capacidade de 
consumir os íons H+ ou OH- adicionados ao meio. Para consumir os íons adicionados, o sistema tampão 
consome conjuntamente certa quantidade do ácido ou da base conjugada de sua formulação.
Desta forma, existe um limite de quantidade de ácido ou base que se pode adicionar a um tampão 
sem que ele sofra mudança significativa em seu pH.
Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante. De acordo com Skoog, West e Holler 
(1996), a capacidade tamponante é definida com o número de mols de um ácido ou base fortes 
necessários para que 1 litro da solução tampão sofra uma variação de uma unidade no pH.
Quanto maior for a concentração do ácido e base conjugados, maior será a capacidade tamponante, 
pois quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidroxônio 
ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. 
De acordo com Fiorucci, Soares e Cavalheiro (2001), quando a razão entre a espécie predominante e 
aquela em menor quantidade do tampão torna-se elevada, a solução deixa de ser um tampão, ou seja, 
seu pH vai variar consideravelmente quando da adição de ácidos ou bases.
Então, a capacidade tamponante de uma solução tampão depende:
158Unidade II
• Do pH relativo ao seu pKa: quanto mais próximo o valor do pH do tampão estiver do pKa do ácido 
fraco, mais a solução poderá resistir a variações no pH com a adição de ácidos ou bases. Um tampão 
eficaz tem pH = pKa ± 1. Exemplo: para o ácido acético pKa = 4,76. Portanto, uma solução de ácido 
acético e acetato de sódio funcionará como um tampão eficaz na faixa de pH de 3,76 - 5,76.
• Da concentração do tampão: quanto maior a concentração das espécies ácido-base conjugadas, 
maior a capacidade tamponante. Exemplo: podemos preparar uma solução tampão dissolvendo 
1,0 mol de ácido acético e 1,0 mol de acetato de sódio em 1 l de água ou então usar somente 0,10 
mol de cada. No entanto, a primeira solução tampão tem uma capacidade tamponante dez vezes 
maior do que a segunda.
Exemplo de aplicação
Constam na sequência alguns exemplos de exercícios resolvidos:
1) Uma solução foi preparada em um bécher a partir da adição de 100 mL de ácido acético (H3CCOOH) 
0,04 mol.L-1 a 100 mL de acetato de sódio (H3CCOONa) 0,1 mol.L
-1. Dado: constante de ionização 
(Ka) do ácido acético é 1,75x10
-5. Calcule:
A) O valor do pH da solução.
B) O valor da concentração hidrogeniônica deste tampão.
Resolução
A) Misturando quantidades iguais das soluções, suas respectivas concentrações caem pela metade. 
Então, vem:
• para o ácido acético [H3CCOOH] = 0,02 mol.L
-1;
• para o acetato de sódio [H3CCOONa] = 0,05 mol.L
-1.
Devemos nos lembrar que no caso do sal acetato de sódio, o interesse é somente no ânion acetato 
H3CCOO
-, pois seu cátion Na+ não tem afinidade pelo ânion e não interfere no sistema tampão. Então, 
o cátion não precisa entrar na reação do tampão. Assim, a reação que vai representar o sistema tampão 
formado depois da mistura das duas soluções, é a seguinte:
H3CCOOH (aq) ⇄ H+ (aq) + H3CCOO- (aq)
Sendo o par ácido-base conjugados do tampão o seguinte: H3CCOOH é o ácido e CH3COO
- é a base 
conjugada, e assim fica H3CCOOH/ CH3COO
-.
Para o cálculo do pH, utilizamos a fórmula de Henderson-Hasselbach, substituindo [ácido] por 
[H3CCOOH] e também [base conjugada] por [H3CCOO
-]
159
FÍSICO-QUÍMICA
[ ]
[ ]a
ácido
pH pK log
base conjugada
= − e, então, 
[ ]3
a
3
H CCOOH
pH pK log
H CCOO−
= −
 
 
Como pKa = - log Ka, teremos pKa = - log 1,75x10
-5 e, portanto, pKa = 4,76
Assim, 
0,02
pH 4,76 log
0,05
= − , então pH = 4,76 - log 0,40
⇒ pH = 4,76 – (– 0,398) ⇒ pH = 4,76 + 0,398 e, finalizando, pH = 5,16
B) Para o cálculo da concentração de íons H+, utiliza-se [H+] = 10-pH
E, portanto, [H+] = 10-5,16 e assim, [H+] = 6,92 x 10-6 mol.L-1
2) Preparou-se uma solução contendo HX- em concentração 0,15 mol.L-1 e X2- em concentração 0,10 
mol.L-1. O valor de Ka é dado como 6,7x10
-6. A partir das informações fornecidas, pede-se:
A) O valor do pH da solução tampão.
B) O valor do pH da mesma solução após a adição de 0,03 mol.L-1 de H+.
C) Explique se o tampão ainda está na faixa de eficiência após a adição do ácido.
Resolução
A) Aplicando diretamente a equação de Henderson/Hasselbach, calcula-se o valor inicial do pH 
da solução, sabendo que entre as espécies químicas presentes temos o seguinte par ácido-base 
conjugados: HX-/X2-
[ ]
[ ]a
ácido
pH pK log
base conjug
= − e então será a 2
HX
pH pK log
X
−
−
 
 = −
 
 
Calculando o pKa a partir da igualdade pKa = -log Ka
Vem pKa = -log 6,7x10
-6 e, assim, pKa = 5,17.
Substituindo este valor de pKa na equação de Henderson/Hasselbalch, será:
2
HX
pH 5,17 log
X
−
−
 
 = −
 
  
160
Unidade II
e substituindo as concentrações do ácido e sua base conjugada, fica [ ]
[ ]
0,15
 pH 5,17 log
0,10
= − .
Resolução
pH = 5,17 – log 1,5 ⇒ pH = 5,17 – 0,176 ⇒ pH = 4,99
B) Ao adicionar ácido ou base a uma solução tampão, seu equilíbrio é deslocado para o lado que 
consome esse excesso de ácido. Assim, após tal adição, haverá mudança nas concentrações do 
ácido e bases conjugados do tampão. Para descobrir as novas concentrações e utilizá-las na 
equação de Henderson/Hasselbach é necessário montar uma tabela como a que consta a seguir:
Tabela 21 
 HX- ⇄ X2- + H+
Início 0,15 0,10
Variação +0,03 -0,03
Novo equilíbrio 0,18 0,07
Observa-se que cada H+ adicionado será capturado pelo X2- , formando HX-, que é um ácido fraco 
e não tem tendência a liberar o H+. Então, adicionando-se 0,03 mol.L-1 de H+ ao frasco contendo a 
solução tampão, o equilíbrio se desloca para a esquerda favorecendo a reação reversa, na qual X2- será 
consumido (por isso na coluna do X2- usamos subtração) e HX- será produzido (por essa razão utiliza-se 
soma na coluna do HX-). Fazendo as contas, descobre-se as novas concentrações do ácido e da base 
conjugados e, em seguida, é só aplicá-las na equação de Henderson/Hasselbach para saber o novo pH 
da solução.
a 2
HX
pH pK log
X
−
−
 
 = −
 
 
O valor de pKa é o mesmo, porque o sistema é idêntico. Substituindo os valores das novas 
concentrações, vem:
[ ]
[ ]
0,18
pH 5,17 log
0,07
= − ⇒ pH = 5,17 – log 2,571 ⇒ pH = 5,17 – 0,410
E, portanto, o novo valor de pH será 4,76.
C) Sabe-se que um sistema tampão eficaz está na faixa de pH igual a pKa +/- 1. Como o valor de pKa 
é 5,17, este tampão será considerado eficaz enquanto estiver na faixa 4,17 até 6,17. Conforme 
o cálculo, depois de adicionar o ácido, o pH foi para 4,76 e esse valor está na faixa de 4,17-6,17. 
Portanto, ele ainda é eficaz e encontra-se ativo.
161
FÍSICO-QUÍMICA
3) Sabe-se que um sistema tampão utiliza par ácido-base conjugado. As alternativas que se seguem 
apresentam pares de íons. Assinale aquele que pode ser utilizado no preparo de uma solução tampão.
A) NH4
+/OH-
B) H2SO4/HSO4
-
C) HCN/CN-
D) H+/OH-
Resposta correta: C.
Resolução
A alternativa “a” é incorreta, pois as espécies químicas apresentadas NH4
+/OH- não formam um 
par ácido-base conjugado. Lembrando que a única diferença entre as espécies químicas que formam 
um par ácido-base conjugado só pode ser de um H+; no caso de “b”, as espécies químicas H2SO4/HSO4
- 
certamente formam um par ácido-base conjugado, mas não haverá tampão, pois o H2SO4 é um ácido 
forte; a alternativa “c” é a correta, pois HCN/CN- formam um par ácido-base conjugado e o HCN é 
um ácido fraco (Ka=4,8x10
-10); no caso da alternativa “d”, as espécies químicas não formam um par 
ácido-base conjugado.
4) Misturam-se duas soluções salinas formando um sistema tampão no qual a concentração de íon 
hidrogenofosfato (HPO4
2-) é igual a 1,8x10-4 mol.L-1 e outra de íon di-hidrogenofosfato (H2PO4
-) que é 
igual a 8,3x10-3 mol.L-1. Dado: Ka = 6,2x10
-8. Calcule:
A) O valor do pKa do sistema tampão.
B) O valor do pH do sistema tampão.
C) O valor da concentração hidrogeniônica [H+] do sistema tampão.
D) O valor do pOH do sistema tampão.
E) O valor da concentração hidroxiliônica [OH-] do sistema tampão.
Resolução
A) No cálculo de valor de pKa, usa-se:
pKa = - log Ka, então pKa = - log 6,2x10
-8 e, assim, pKa = 7,21
162
Unidade II
B) No cálculo do pH do tampão, utiliza-se:
[ ]
[ ]a
ácido
pH pK log
base conjug
= −
e assim é necessário saber qual é a espécie do ácido e qual é a base conjugada. Recordando que 
em um par ácido-base conjugado, o ácido é a espécie mais hidrogenada, então fica:
[ ]
[ ]
2 4
4
H PO
pH 7,21 log
HPO 2
−
= −
−
 e, portanto, 
3
4
8,3x10
pH 7,21 log
1,8x10
−
−= − .
Assim, vem pH = 7,21 - log 46,111 ⇒ pH = 7,21 - 1,66 e, portanto, pH = 5,55
C) No cálculo de [H+], utiliza-se: [H+] = 10-pH e, portanto, fica:
[H+] = 10-5,55 e, assim, a resposta é [H+] = 2,82x10-6 mol.L-1
D) No cálculo do pOH, basta utilizar pH + pOH = 14. Assim, fica:
5,55 + pOH = 14 e, então, pOH = 14 - 5,55 e, portanto, pOH = 8,45
E) No cálculo de [OH-], utiliza-se: [OH-] = 10-pOH e, portanto, fica:
[OH-] = 10-8,45 e, assim, a resposta é [OH-] = 3,55x10-9 mol.L-1
 Resumo
Nesta unidade vimos que compreender a cinética das reações químicas 
permite que o farmacêutico possa avaliar a velocidade de reações de 
formação ou decomposiçãode substâncias como alimentos, fármacos, 
compostos inorgânicos e orgânicos em geral nos diversos meios, assim como 
os fatores que interferem na velocidade do processo e a energia envolvida. 
Portanto, é possível alterar o tempo que uma fruta permanece adequada 
ao consumo ou aumentar o período de validade de uma formulação 
farmacológica ou conhecer a temperatura na qual tal formulação deve 
permanecer armazenada para que não sofra alterações. Conhecer a ordem 
da reação permite compreender qual reagente vai interferir em maior escala 
na produção de um fármaco ou, em outro caso, em sua decomposição.
163
FÍSICO-QUÍMICA
Observamos ainda que o conhecimento do funcionamento do equilíbrio 
químico das chamadas “reações reversíveis” mostra que um sistema está 
em equilíbrio dinâmico quando as reações direta e reversa apresentam a 
mesma velocidade e, portanto, as concentrações das espécies químicas 
reagentes e produtos não sofrem alterações ao longo do tempo se não 
houver perturbação do sistema. Fatores como temperatura, pressão e 
concentração das espécies químicas presentes, se alterados por ação 
externa, podem perturbar o equilíbrio, deslocando-o, ou seja, favorecendo 
uma das duas reações (a direta ou a reversa) de forma a minimizar 
a perturbação; já a adição de catalisadores não é capaz de perturbar o 
equilíbrio. O aumento da concentração de uma das espécies químicas 
presentes favorece a reação que a consome, enquanto a diminuição de 
uma delas beneficia a reação que a produz. Caso haja espécies químicas 
gasosas no sistema, o aumento de pressão favorece a reação que produz 
menor número de mols de espécies químicas, e se houver diminuição de 
pressão sobre o sistema, este vai beneficiar a reação que produz um maior 
número de mols de espécies químicas. Um aumento de temperatura do 
sistema favorece a reação endotérmica e uma diminuição da temperatura 
do sistema favorecerá a reação exotérmica.
Vimos que o cálculo da constante de equilíbrio em termos de 
concentração Kc ou de pressão Kp permite ao farmacêutico saber se o 
equilíbrio estabelecido favoreceu a formação da substância de interesse ou 
se precisa ser deslocado para fazê-lo. Desta forma, é possível, por exemplo, 
deslocar o sistema de forma a favorecer a elaboração de maior quantidade 
de produtos quando o equilíbrio for atingido, evitando prejuízos ou 
aumentando o lucro.
Deslocamentos de equilíbrio também ocorrem em larga escala no 
controle das reações metabólicas. Sua compreensão é fundamental para 
entendermos que rotas metabólicas podem ser ativadas ou inibidas pelo 
aumento ou diminuição de um dos seus componentes.
Nesta unidade também analisamos o equilíbrio iônico da água de forma 
a entender a força de ácidos e bases, além de sua interferência em sistemas 
em equilíbrio. Ácidos são substâncias que, em meio aquoso, liberam H+ como 
único cátion e bases são substâncias que, em meio aquoso, liberam OH- 
como único ânion; esta é a Teoria Ácido-Base de Arrhenius, a mais antiga, 
ampliada posteriormente pela Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry, que 
define ácido como qualquer espécie química capaz de liberar próton (H+) 
e base como qualquer espécie química capaz de receber próton. Quanto 
maior for o valor da constante de ionização do ácido, Ka, mais forte é o 
ácido e maior sua capacidade de liberação de H+. Quanto maior for o valor 
da constante de ionização/dissociação da base, Kb, mais forte é a base e sua 
164
Unidade II
capacidade de receber H+ (ou de liberar OH-).
A acidez ou alcalinidade de um sistema pode ser conhecida através de 
medidas de pH ou pOH. A escala de pH é a mais utilizada, indo de valores 
como 0 até 14; valores de pH menores que 7 indicam predomínio de íons 
H+, e assim quanto mais próximo de zero, maior a concentração de íons H+ e 
maior a acidez; valores maiores que 7 indicam predomínio de OH- e quanto 
mais próximo de 14 maior será a concentração de íons OH- e maior será a 
basicidade ou alcalinidade; valor de pH = 7 significa igual concentração de 
H+ e OH-, meio neutro. O conhecimento do conceito de pH é importante 
para o farmacêutico, pois o pH incorreto pode inativar o fármaco, dificultar 
sua absorção ou mesmo degradá-lo. Além disso, pequenas variações do pH 
de líquidos dos organismos, como, por exemplo, do líquido intercelular ou 
do plasma sanguíneo podem levar o paciente a um estado grave de saúde 
ou até mesmo ao óbito.
Pudemos verificar que substâncias capazes de mudar de cor quando 
estão em diferentes valores de pH, chamadas indicadores ácido-base, 
ajudam na determinação do pH em diversos casos como análises clínicas, 
laboratórios químicos, indústrias e até mesmo no controle de pH de águas 
naturais e tratadas, piscinas e esgotos.
A dissolução de um sal em água pura pode dar origem a uma solução 
neutra, ácida ou alcalina. Tudo depende da possibilidade do cátion e ânion 
provenientes deste sal sofrerem (ou não) hidrólise.
Observamos que soluções aquosas comuns têm seu pH consideravelmente 
diminuído caso haja adição de ácido. Por outro lado, elas possuem seu valor 
de pH consideravelmente aumentado caso haja adição de base. No entanto, 
existem soluções conhecidas como soluções tampão, que conseguem 
manter o pH relativamente constante em caso de adição de quantidades 
razoáveis de ácido ou base.
Vimos que soluções tampão são extremamente importantes para o 
estudante da área da saúde, uma vez que o pH deve ser mantido em uma faixa 
muito estreita para que o organismo esteja saudável. Estruturas de moléculas 
presentes na composição celular e a maioria dos processos bioquímicos são 
extremamente sensíveis às variações de pH, como as enzimas. São tamponados 
o líquido intercelular e o plasma sanguíneo, entre outros. Os tampões biológicos 
mais efetivos são o sistema di-hidrogenofosfato/mono-hidrogenofosfato, as 
proteínas e o sistema ácido carbônico/bicarbonato.
Por fim, aprendemos que um sistema tampão é caracterizado pela 
mistura de ácido fraco + sal que contenha sua base conjugada, ou mistura 
165
FÍSICO-QUÍMICA
de base fraca com sal que contenha seu ácido conjugado. A adição de ácido 
ou base a um sistema tampão vai consumir uma das espécies químicas 
presentes para manter o pH. Quanto maior for a concentração do ácido e 
base conjugados, maior será a capacidade tamponante, pois quanto maior 
a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons 
hidroxônio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas 
espécies a ácidos fracos e bases fracas. O valor do pH de uma solução 
tampão pode ser calculado através da equação de Henderson-Hasselbach.
 Exercícios
Questão 1. (PUC-RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam 
sua velocidade mencionados na coluna II.
Coluna I:
1 – Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando.
2 – Conservação dos alimentos no refrigerador.
3 – Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos.
4 – Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira.
Coluna II:
A – Superfície de contato.
B – Catalisador.
C – Concentração.
D – Temperatura.
A alternativa que contém a associação correta entre as duas colunas é:
A) 1 – C; 2 – D; 3 – B; 4 – A.
B) 1 – D; 2 – C; 3 – B; 4 – A.
166
Unidade II
C) 1 – A; 2 – B; 3 – C; 4 – D.
D) 1 – B; 2 – C; 3 – D; 4 – A.
E) 1 – C; 2 – D; 3 – A; 4 – B.
Resposta correta: alternativa A.
Análise da questão
1 – O vento aumenta a concentração de oxigênio, que atua como comburente da queimada.
2 – A diminuição da temperatura diminui a velocidade das reações, pois diminui o movimento das 
partículas reagentes e a probabilidade de choques efetivos que resultem em reação.
3 – A decomposição da água oxigenada é acelerada por uma enzima presente no sangue que atua 
como catalisadora dessa reação.
4 – A superfície de contato das lascas de madeira com o oxigênio do ar que causa a queima é maior 
que a de uma tora de madeira.
Questão 2. (UnB/DF) Considere os estudos cinéticos de uma reação químicae julgue os itens a seguir.
I – Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação.
II – Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação.
III – Toda colisão com orientação adequada produz uma reação.
IV – A velocidade média de uma reação pode ser determinada pela expressão:
v = quantidade dos produtos
 quantidade dos reagentes
Assinalando V para verdadeiro e F para falso e, lendo de cima para baixo, teremos:
A) V, V, F, F.
B) V, V, V, F.
C) F, V, F, F.
D) V, F, V, F.
167
FÍSICO-QUÍMICA
E) V, V, V, V.
Resposta correta: alternativa A.
Análise das afirmativas
I – Afirmativa correta.
Justificativa: quando a colisão entre os átomos é desfavorável, a velocidade em que a reação se 
processa é tão lenta que, a olho nu, consideramos que a reação não ocorreu.
II – Afirmativa correta.
Justificativa: se a colisão ocorreu com alta energia, quer dizer que essa energia é maior que a energia 
mínima (energia de ativação) necessária para que a reação aconteça.
III – Afirmativa incorreta.
Justificativa: para produzir uma reação, a colisão deve, sim, ter orientação adequada, mas também 
deve ter energia suficiente.
IV – Afirmativa incorreta.
Justificativa: a velocidade média de uma reação é calculada por meio da relação entre a velocidade de 
um de seus participantes (velocidade de consumo do reagente ou velocidade de formação do produto) e 
o seu coeficiente estequiométrico na equação que representa a reação.
aA + bB → cC + dD
v = VC
 c
168
FIGURAS E ILUSTRAÇÕES
Figura 1
95.JPG. Disponível em: https://conteudoonline.objetivo.br/imagens/Aula_15261/95.jpg. Acesso em: 4 mar. 2020.
Figura 2
RAINBOW-JELLO-FULL-2004-JULY-30.JPG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/
commons/e/e3/Rainbow-Jello-Full-2004-July-30.jpg. Acesso em: 14 fev. 2020.
Figura 3
FOAM-1539208_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2016/07/24/21/20/foam-
1539208_960_720.jpg. Acesso em: 14 fev. 2020.
Figura 5
4.JPG. Disponível em: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1722/4.jpg. Acesso 
em: 19 fev. 2020.
Figura 6
75_03_01.GIF. Disponível em: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/
conteudo_1715/75_03_01.gif. Acesso em: 19 fev. 2020.
Figura 7
NESTLÉ. O doce brasileiro: as maravilhas de leite moça. São Paulo: Nestlé, 1989. p. 77.
Figura 8
FARAH, S. Físico-química. São Paulo: Sol, 2018. p. 15.
Figura 9
75_03_02.JPG. Disponível em: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/
conteudo_1715/75_03_02.jpg. Acesso em: 19 fev. 2020.
Figura 10
800PX-SOLUBILITY_CURVE_OF_COPPER_SULFATE.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/thumb/b/b4/Solubility_curve_of_copper_sulfate.png/800px-Solubility_curve_of_
copper_sulfate.png. Acesso em: 19 fev. 2020.
169
Figura 11
800PX-SOLUBILITYVSTEMPERATURE-9.SVG.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/thumb/1/13/SolubilityVsTemperature-9.svg/800px-SolubilityVsTemperature-9.svg.
png. Acesso em: 19 fev. 2020.
Figura 12
NA2SO4_SOLUBILITY.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3f/
Na2SO4_solubility.png. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 13
800PX-SOLUBILITY_CURVE_OF_COPPER_SULFATE.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/thumb/b/b4/Solubility_curve_of_copper_sulfate.png/800px-Solubility_curve_of_
copper_sulfate.png. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 14
800PX-SOLUBILITY_CURVE_OF_COPPER_SULFATE.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/thumb/b/b4/Solubility_curve_of_copper_sulfate.png/800px-Solubility_curve_of_
copper_sulfate.png. Acesso em: 20 fev. 2020. Adaptada.
Figura 16
PG75_01.PNG. Disponível em: http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_9676/
pg75_01.png. Acesso em: 20 fev. 2020. Adaptada.
Figura 17
TL9_R1_08_JPG.HTM. Disponível em: http://aemontecaparica.edu.pt/recursos/webquests/websol/
pages/tl9_r1_08_JPG.htm. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 18
800PX-SOLUBILITY_CURVE_OF_COPPER_SULFATE.PNG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/
photo/2012/04/01/19/01/sign-24056_960_720.png. Acesso em: 4 mar. 2020. Adaptada.
Figura 19
3D_MODEL_HYDROGEN_BONDS_IN_WATER.SVG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/c/c6/3D_model_hydrogen_bonds_in_water.svg. Acesso em: 20 fev. 2020.
170
Figura 20
800PX-TYNDALL_EFFECT_SEEN_IN_NATURE.JPG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/
wikipedia/commons/thumb/8/82/Tyndall_Effect_seen_in_Nature.jpg/800px-Tyndall_Effect_seen_in_
Nature.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 22
INK-1602896_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2016/08/18/13/03/ink-
1602896_960_720.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 23
COLOR-2866938_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2017/10/19/09/35/
color-2866938_960_720.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 24
STAINED-GLASS-WINDOW-1638689_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/
photo/2016/09/02/09/24/stained-glass-window-1638689_960_720.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 25
AEROSOL.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/af/Aerosol.png. 
Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 26
AEROSOL_SPRAY_TOP_LUXRENDER_%28WITH_NUMBERS%29.PNG. Disponível em: https://upload.
wikimedia.org/wikipedia/commons/3/38/Aerosol_spray_top_luxrender_%28with_numbers%29.png. 
Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 28
BOX-302254_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2014/03/31/21/34/box-
302254_960_720.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 29
FOAM_FACE.JPG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/23/Foam_face.
jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
171
Figura 30
HAND_SANITIZER.JPG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/af/Hand_
Sanitizer.JPG. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 31
EMULSIONS.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/03/Emulsions.
png. Acesso em: 20 fev. 2020. Adaptada.
Figura 32
1024PX-SIMPLE_EMULSION.SVG.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/
thumb/7/77/Simple_emulsion.svg/1024px-Simple_emulsion.svg.png. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 34
MICELLE_SCHEME-ES.SVG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d5/
Micelle_scheme-es.svg. Adaptada. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 35
MICELLES-35724_960_720.PNG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2012/04/16/12/12/
micelles-35724_960_720.png. Acesso em: 20 fev. 2020. Adaptada.
Figura 36
ELECTROSTATICALLY_STABILIZED_COLLOID.JPG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/
commons/f/fd/Electrostatically_Stabilized_Colloid.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 37
COLLOIDALSTABILITY.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/cc/
ColloidalStability.png. Acesso em: 21 fev. 2020.
Figura 38
PACLITAXEL2.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c7/Paclitaxel2.
png. Acesso em: 21 fev. 2020.
Figura 39
800PX-ACETANILID_V2.SVG.PNG. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/
thumb/8/87/Acetanilid_V2.svg/800px-Acetanilid_V2.svg.png. Acesso em: 21 fev. 2020.
172
Figura 41
2017-08-27-10-39-42-1000X566.JPG. Disponível em: https://pixnio.com/free-images/2017/08/ 
27/2017-08-27-10-39-42-1000x566.jpg. Acesso em: 20 fev. 2020.
Figura 42
2017-05-23-16-16-38-900X529.JPG. Disponível em: https://pixnio.com/free-
images/2017/05/23/2017-05-23-16-16-38-900x529.jpg. Acesso em: 21 fev. 2020.
Figura 43
MEDICAL-1901819_960_720.JPG. Disponível em: https://cdn.pixabay.com/photo/2016/12/12/15/33/
medical-1901819_960_720.jpg. Acesso em: 21 fev. 2020.
Figura 44
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Figura 45
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Figura 48
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Figura 49
FELTRE, R. Química: volume 2. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004. p. 154.
173
Figura 50
FELTRE, R. Química: volume 2. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004. p. 154.
Figura 51
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Figura 52
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Figura 73
Grupo UNIP-Objetivo.
175
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Informações:
www.sepi.unip.br ou 0800 010 9000