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FÍSICO-QUÍMICA 
TEORIA 
 
 
 
Professor: 
Fábio Pereira Ramanery 
fy-  
 
MÓDULO Completo 
 
Abril/2013 
 
 
 
 
 
i 
 
 
SUMÁRIO 
1. DISPERSÕES ...................................................................................................... 2 
1.1. Conceito e classifiação .............................................................................. 2 
MOLS E MASSAS MOLARES..................................................................................... 4 
O MOL ......................................................................................................................... 4 
A MASSA MOLAR ....................................................................................................... 6 
1.2. SOLUBILIDADE ........................................................................................... 8 
1.3. Concentração de soluções .......................................................................14 
GLOSSÁRIO DE ALGUNS TERMOS IMPORTANTES ..............................................14 
1.3.1. Concentração em massa (C) ou comum ..............................................16 
1.3.2. Concentração mol.L-1 (concentração mol/L- Molaridade, M) ...............17 
1.3.3. Concentração Percentual (%) ..............................................................21 
1.3.4. Partes por milhão e correlatos ..............................................................23 
2. EQUILÍBRIO QUÍMICO .......................................................................................29 
2.1. Constante de equilíbrio .............................................................................30 
2.2. Princípio de Le CHATELIER ......................................................................33 
2.3. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE ........................................................................36 
2.3.1. Definição de Arrhenius: ........................................................................37 
2.3.2. Definições no conceito de Brönsted-Lowry ...........................................37 
2.3.3. Definições no conceito de Lewis ..........................................................39 
Pares conjugados .................................................................................................40 
2.4. Espécies apróticas e anfólitos ..................................................................41 
2.5. Produto iônico da água .............................................................................42 
2.6. Força de ácidos e bases ............................................................................43 
2.7. Ácidos polipróticos ...................................................................................46 
2.8. Potencial de hidrogênio - pH.....................................................................47 
2.9. Neutralização – um termo que pode confundir........................................48 
2.10. 1Efeito do Íon Comum e Hidrólise ............................................................49 
2.11. Soluções tampão .......................................................................................53 
2.11.1. Representação gráfica .........................................................................58 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EDUCAÇÃO PROFISSIONAL - HABILITAÇÃO: TÉCNICO EM QUÍMICA 
Eixo Tecnológico: Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
 
1. DISPERSÕES 
 
Quando fazemos uma mistura de duas espécies químicas diferentes, onde ocorrer a 
disseminação, sob forma de pequenas partículas, de uma espécie na outra. Havendo 
disseminação, obteremos um sistema que recebe o nome de dispersão.Na dispersão, 
a espécie química disseminada na forma de pequenas partículas é chamada 
dedisperso, enquanto a outra espécie é chamada de dispersante ou dispersgente. 
De acordo com o diâmetro médio das partículas do disperso, a dispersão se classifica 
em: 
 Solução 
 Dispersão coloidal 
 Suspensão 
 Emulsão 
1.1. Conceito e classifiação 
 
Solução: Dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 
nanometro, sendo uma solução (mistura homogênea). Podem ser encontradas 
soluções no estado sólido, gasoso e liquido. Nas soluções, o disperso recebe o nome 
de soluto e o dispersante, solvente. Há sempre um solvente e um soluto. Mistura 
homogênea de açúcar e água. 
Dispersão Coloidal (Colóide): Sistemas no qual um ou mais componentes 
apresentam pelo menos uma de suas dimensões dentro do intervalo de 1 a 100 
nanometros. As dispersões coloidais são misturas essencialmente heterogéneas, 
sendo compostas por um meio dispersante e um meio disperso. Os colides não se 
sedimentam, nem podem ser filtradas por filtração comum.Ex.: Fumaça, neblina e 
geléia. 
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 Efeito de Tyndall: Os colóides dispersam fortemente a luz, pois as partículas 
dispersas têm tamanhos semelhantes ao comprimento de onda da luz visível. 
Este fenómeno é chamado efeito de Tyndall e permite distinguir as soluções 
verdadeiras dos colóides, pois as soluções verdadeiras são transparentes, ou 
seja não dispersam a luz. 
 
 
A Fig. 1.1 apresenta imagens de amostras de Pontos Quânticos produzidas por 
dispersões coloidais aquosas com diferentes cores de emissão, em função do 
tamanho das nanopartículas, bem como os espectros de absorção óptica UV-Vis e 
de fotoluminescência PL). 
 
 
Figura 1.1 - Amostras de PQ produzidas por dispersões de PQ com diferentes cores 
de emissão (modificado de MANSUR, 2010) 
 
Emulsão: dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 
1000 A. Na emulsão, tanto o disperso quanto o dispersante são líquidos. Exemplo: 
leite e maionese. 
 
Suspensão: dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior 
a 100nm. Na suspensão, o disperso é sólido e o dispersante, líquido. Exemplo: leite de 
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magnésia. 
Numa suspensão, as partículas vão se depositando graças à força da gravidade 
exercida sobre elas. Quanto menor o tamanho da partícula e mais viscosa for a fase 
líquida, menor será a velocidade de sedimentação. As suspensões são de maiores 
dimensões que os colóides 
 
 
 
 
 
MOLS E MASSAS MOLARES 
 
Na maioria dos cálculos que os químicos fazem, estão mais interessados no 
número de átomos, íons ou moléculas presentes do que na massa da amostra ou no 
volume da solução. Conhecer os tipos de átomos é fundamental para a química 
qualitativa - o entendimento das propriedades das substâncias, por exemplo. 
Conhecer o número de átomos é fundamental para a química quantitativa - o cálculo 
dessas propriedades. 
É inconveniente referir-se a números grandes como 2,0 x 1025 átomos, assim 
como os atacadistas acharam inconveniente contar itens individualmente ao invés de 
dúzia (12) ou grosa (144). Para não perder de vista números enormes de átomos, íons 
ou moléculas em uma amostra, precisamos de um modo eficiente para determinar e 
apresentar estes números. 
 
O MOL 
 
Os químicos descrevem o número de átomo, íons e moléculas em termos de 
uma unidade chamada "mol". Um mol é o análogo da "dúzia" dos atacadistas. Uma 
"dúzia" pode ser definida como o número de latas de refrigerante em uma embalagem 
de 12 vendida pelo atacadista. Então as pessoas podem referir-se à embalagem para 
determinar quantos objetos constituem uma dúzia. Mesmo se você não puder abrir a 
embalagem para contar o que há dentro, elas podem determinar o significado de "1 
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dúzia" pesando-se a embalagem e dividindo-se a massa da embalagem pela massa 
de cada lata. Uma abordagem similaré usada para definir um mol: 
 
1 mol é o número de átomos em exatamente 12 g de carbono 12. 
 
Então, para dizer a alguém o que significa 1 MOL, poderíamos dar-lhe 12 g de 
carbono 12 e convidá-lo a contar os átomos nele (Fig. E.1). Entretanto, contar os 
átomos diretamente é impraticável, então usamos o caminho indireto baseado na 
massa de um átomo. A massa de um átomo de carbono 12 foi determinada -por 
espectrometria de massa – como 1,99265 x 10-23 g. Segue que o número de átomos 
em exatamente 12 g de carbono 12 é 
 
 Número de átomos de carbono 12 = 12 g = 6,0221 X 1023 
 1,99265 x 10-24 g 
 
Se representarmos o número de objetos por N e o número de mols (formalmente a 
"quantidade da substância") por n, esta relação é escrita assim 
N = nN A (1) 
 
Por exemplo, hidrogênio ocorre naturalmente como um gás, com cada molécula sendo 
constiduída de dois átomos, e por isso é representado como H2 . Escrevemos 1 mol de 
H se tratamos de átomos de H ou 1 mol de H2 se tratarmos de moléculas de 
Hidrogênio. 
 As quantidades de átomos ou moléculas em uma amostra são 
expressas em mols, e a constante de Avogadro, NA, é usada para a 
conversão entre o número destas partículas e o número de mols. 
 
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A MASSA MOLAR 
 
Como podemos determinar o número de mols presente se não podemos contar os 
átomos diretamente? A resposta está no conhecimento da massa da amostra e da 
massa molar, M, a massa por MOL de partículas. Podemos então dividir a massa 
total, m, da amostra pela massa por MOL e então encontramos o número de mols, n: 
 
Numero de mols = massa da amostra ou n = m__ 
massa por MOL M 
 
 Ex.2 - Calculando o número de mols de átomos a partir da massa 
 
Para encontrar o número de mols de átomos de F em 22,5 g de flúor, precisamos 
saber que 
a massa molar de flúor (isto é, a massa por MOL de átomos de F) é 19,00 g/mol. 
Então Número de mols de átomos de F = 22,5 g = 1,18 mol 
19,00 g/mol 
 
 
 
Como o mol dá o número de átomos em uma amostra, segue 
que 1 MOL de átomos de qualquer elemento é 6,0221 x 1023 
átomos do elemento (Fig. E.1). O mesmo é verdadeiro para 1 
mal de quaisquer objetos -átomos, íons ou moléculas: 
 
1 MOL de objetos representa 6,0221 x 1023 daqueles objetos. 
 
O número de objetos por MOL, 6,0221 x 1023 MOL-I, é 
chamado de constante de Avogadro, NA, em honra ao cientista 
italiano do século XIX Amedeo Avogadro, que ajudou a 
estabelecer a existência dos átomos. A constante de Avogadro 
é usada na conversão entre o número de mols e o número de 
átomos, íons ou moléculas: 
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I.1- LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
1) A anfetamina é um remédio utilizado por pacientes que sofrem de depressão. A 
dose diária indicada é de 10 mg de benzidrina (C9H13N). Calcule: 
a) a massa molar da benzidrina. 
b) mol de matéria de benzidrina que se encontra nos 10 mg. 
 
2) O óxido de zinco (ZnO) é muito útil em preparados cosméticos, possui propriedades 
antimicrobianas e cicatrizantes, além de servir como bloqueador solar. Se 
prepararmos um bloqueador caseiro e acrescentarmos 10g de oxido de zinco 
pulverizado, qual seria a quantidade de mols encontrada nesse bloqueador? 
 
3)Algumas pessoas usam produtos que dão à pele uma tonalidade bronzeada, sem 
precisar tomar sol. Neles há uma substância chamada DHA – diidroxiacetona 
(C3H6O3). O bronzeamento é uma combinação química entre o DHA e a ceratina 
(proteína encontrada na pele).Qual seria o mol de molecular de DHA encontradas em 
um recipiente de aproximadamente 120 g desse produto? 
 
4)A cafeína é um excitante do sistema nervoso, portanto beber café é desaconselhável 
a pessoas nervosas e excitáveis. O Comitê Olímpico Internacional (COI) proíbe altas 
doses de cafeína. Atletas olímpicos com mais de 12 mg de cafeína por mL de urina 
podem ser desqualificados da competição. Agora responda às questões a seguir, 
sabendo que a fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4.H2O. 
a) Calcule a massa molar da cafeína. 
b) Qual seria a quantidade em mols de cafeína encontrada em 12 mg de cafeína? 
 
5) A substância peróxido de hidrogênio (H2O2), mais conhecida como água oxigenada, 
é instável e se decompõe formando água e oxigênio. Esse oxigênio liberado reage 
com a melanina, quebrando suas moléculas e alterando a cor dos fios. Uma pessoa 
que deseja descolorir os cabelos utilizou 0,588x10-1 mol de água oxigenada. 
Determine a massa do peróxido. 
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1.2. SOLUBILIDADE 
 
Nas soluções, o processo de dissolução ocorre porque as moléculas do solvente 
bombardeiamas partículas periféricas do sólido, arrancando-as e mantendo-as 
dispersas, devido principalmente aofenômeno da solvatação, ou seja, a partícula 
arrancada fica rodeada por moléculas do solvente. Observe no esquema abaixo, a 
dissolução do cloreto de sódio (NaCl), Fig. XX: 
 
 
Figura 1.2 – Representação do processo de dissolução do NaCl(s) em água. 
 
O processo de dissolução depende dos seguintes fatores: 
 
concentração, estado de subdivisão do sólido e temperatura. 
 
 
 
 
 
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COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
 
Entende-se por coeficiente de solubilidade (CS), a quantidade geralmente em gramas, 
necessária do soluto para formar, com uma quantidade-padrão (geralmente em litros) 
do solvente, uma solução saturada, em determinadas condições de temperatura e 
pressão. 
Em outras palavras, o CS é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver em 
uma quantidade padrão de solvente. 
A variação do coeficiente de solubilidade da substância em função da temperatura 
pode ser avaliada graficamente, através das curvas de solubilidade. 
 As curvas de solubilidade são gráficos que indicam o coeficiente de solubilidade de 
uma substância em função da temperatura. 
 Veja abaixo a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3), Figura 1.3: 
 
 
Figura 1-3 – Curva de coeficiente de solubilidade do KNO3 
 
 
 
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Analisando o gráfico, podemos dizer: 
A região I corresponde às soluções insaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa 
região indicaque a massa de KNO3 dissolvido é menor que o coeficiente de 
solubilidade. Trata-se de soluções diluídas e concentradas. 
A região II corresponde às soluções supersaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa 
região indica que a massa de KNO3 dissolvido é maior que o coeficiente de 
solubilidade. Trata-se de soluções instáveis. 
A curva de solubilidade é a fronteira entre as regiões I e II e qualquer ponto dessa 
curva indica que a massa de KNO3 dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade. 
Trata-se das soluções saturadas. 
 
Observe o gráfico da figura 1.4, abaixo: 
 
 
Figura 1.4 – Curvas de variação do coeficiente de solubilidade em função da 
temperatura 
 
Podemos perceber que, geralmente, a solubilidade aumenta com a temperatura. Há 
substâncias em que esse aumento é bastante acentuado, como o KNO3, em outras é 
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quase imperceptível, como o NaCl. No entanto, existem substâncias em que a 
solubilidade diminui com o aumento da temperatura. Podemos perceber que também 
existem casos em que curva apresenta mudança brusca de direção. Isso acontece na 
temperatura correspondente à dissociação dos sais hidratados. É o que acontece com 
o cloreto de cálcio, por exemplo: 
 
 
I.2 - Lista exercícios12 
 
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1.3. Concentração de soluções 
 
 
Definição de Solução: 
Uma solução é uma mistura homogênea de um soluto (substância a ser dissolvida) 
distribuída através de um solvente (substância que efetua a dissolução). Existem 
soluções nos três estados físicos: gás, líquido ou sólido. Ar é uma solução gasosa 
de N2, O2 e quantidades muito menores de outros gases. Muitas ligas metálicas são 
soluções sólidas, como a moeda de 25¢ (25% de Ni, 75% Cu). As soluções mais 
familiares são aquelas no estado líquido, especialmente as que usam água como 
solvente. Soluções aquosas são as mais importantes para nossos propósitos em 
Química Analítica. Um dos aspectos mais importantes são a preparação e a 
expressão da concentração de soluções. 
 
GLOSSÁRIO DE ALGUNS TERMOS IMPORTANTES 
 
 Mol: define-se como o Nº de átomos de 12C em exatamente 12 g de 12C. Este 
número de átomos é denominado Número de Avogadro e seu melhor valor 
atualmente é 6,022 143 8 x 1023. Um mol simplesmente é 6,022 143 8 x 1023 de 
qualquer coisa (átomos, moléculas, elétrons). 
 Peso molecular: de uma substância é o número de gramas que contem o Nº de 
Avogadro de moléculas. 
 Unidades SI (Système International d’Unités): Sistema uniforme de medidas 
 Metro (m): é a distância que a luz percorre no vácuo durante 
458 729 299
1
 de 
segundo. Esta definição fixa a velocidade da luz em exatamente 299 729 458 ms-1. 
 Quilograma (kg): é a massa do quilograma protótipo mantido em Sevres, França. 
 Segundo (s): é a duração de 9 192 631 770 períodos da radiação correspondente 
a dois níveis hiperfinos do estado fundamental do 113Cs. 
 
 
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Tabela de Prefixos mais comuns usados na literatura química: 
 
Prefixo 
Múltiplos 
 
 Símbolo 
 
 Fator 
 
terá T 1012 
giga G 109 
mega M 106 
kilo k 103 
hecto h 102 
deca da 101 
 
 
A palavra concentração se refere à quantidade de soluto que é dissolvido em um 
solvente. 
A concentração é um parâmetro intensivo, ou seja, independe da quantidade de 
material considerada. O valor da concentração indica uma relação entre duas 
quantidades (soluto e solvente ou solução). Em situações domésticas usamos as 
palavras “forte” e “fraca” para descrever a concentração, por exemplo, de uma 
xícara de café. Porém, em situações químicas, são utilizados os termos: 
“concentrado” ou “diluído” para falar a respeito da quantidade de soluto presente na 
solução. Diluído significa que apenas uma pequena quantidade de soluto é 
dissolvida e concentrado significa que uma porção grande de soluto está presente 
na solução. 
De um modo geral a concentração é definida como: 
 Quantidade de Componente de Interesse 
Concentração=  
 Quantidade do Material Total 
Porém, quando estamos trabalhando com soluções, a definição de concentração se 
resume a: 
 
 Quantidade de Soluto 
Concentração de Solução =  
 Quantidade de Solução 
 (Soluto + Solvente) 
Prefixo 
Frações 
 
Símbolo 
 
Fator 
 
deci d 10-1 
centi c 10-2 
mili m 10-3 
micro 10-6 
nano n 10-9 
pico p 10-12 
femto f 10-15 
atto a 10-18 
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Há no mínimo dois motivos para se familiarizar com unidades de concentração. Um 
deles é que quando se estuda cinética química se aprende que a concentração 
influencia a velocidade da reação. Concentração mais elevada indica que as 
reações são mais rápidas. 
O outro motivo é que as reações químicas dependem do número de mols dos 
reagentes. Os mols dos produtos químicos podem ser determinados a partir de 
volumes de soluções ao invés de determinação das massas. Medidas de volumes são 
muito simples. 
Em se tratando de quantidade de soluto que é dissolvida em uma certa quantidade de 
solução, a unidade pode ser representada por gramas por litro (g L-1). 
 
1.3.1. Concentração em massa (C) ou comum 
 
Tomemos uma solução de V litros, onde exista uma massa de m gramas de soluto. 
Qual seria a massa de soluto contida em 1 Litro dessa solução? 
V(L) de solução--------- m (g) de soluto 
1 (L) de solução ------- C(g) de soluto 
 
A concentração (gramas/litro) indica a massa de soluto contida em um litro de solução 
e é expressa em g.L-1. 
 
 
 Onde: 
C = concentração g.L-1, concentração comum 
 
M = massa do soluto expresso em gramas, g. 
V = volume expresso em Litros 
 
 
O volume que se leva em conta nessa definição não é o volume de solvente 
usado para fazer a solução, mas sim o volume da solução. 
 
Porém, outras unidades podem ser utilizadas dependendo do componente de 
interesse a ser avaliado bem como da matriz onde o mesmo se encontra. Assim 
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sendo, podemos ter concentração expressa em termos de porcentagem (%) em 
massa (g/100 g) ou em volume (g/100 mL), partes por milhão (ppm), partes por bilhão 
(ppb) e assim por diante. 
 
1.3.2. Concentração mol.L-1 (concentração mol/L- Molaridade, M) 
 
Uma maneira bastante utilizada para exprimir concentração e que tem sido aceita 
internacionalmente é a conversão da quantidade em gramas do componente de 
interesse (substância química), em número de mols. Assim sendo, a concentração de 
uma solução é definida como o número de mols do soluto em um litro (L) ou um 
decímetro cúbico (dm3) de solução. A unidade de concentração é em mol L-1 ou mol 
dm-3 ou molaridade, abreviadamente M. 
Não devemos nos esquecer que 1 mol de qualquer substância contém 6,022 x 1023 
moléculas, que é o número de Avogadro. 
Assim sendo, a concentração da solução pode ser definida como: 
 no de mols de soluto 
Concentração de Solução =  = M 
 Volume da solução em L 
Porém, o número de mols do soluto é calculado por: 
 massa em gramas 
no de mols =  
 Massa molecular (MM) ou mol 
Então, resumidamente, a concentração da solução fica: 
 
 massa em gramas 
Concentração de Solução = = (mol.L-1)M 
 (MM ou mol) x Volume da solução L 
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No laboratório é usado um frasco ou balão volumétrico de volume calibrado (Figura 
1.5) para o preparo das soluções, que, assim preparadas, passam a apresentar 
concentração analítica. 
 
Figura 1.5. Balão volumétrico. 
 
As soluções concentradas também podem ser misturadas com solventes para 
torná-las diluídas. Isto é o que temos feito diariamente quando consumimos certos 
produtos como sucos de frutas, por exemplo. 
Uma regra básica que tem sido utilizada na diluição de soluções emprega os 
conceitos adquiridos de molaridade. Em diluições a quantidade de solvente é que 
aumenta e a quantidade de soluto permanece sempre constante. Assim sendo, o 
número original ou inicial de mols do soluto é igual ao número de mols do soluto no 
final, ou seja: 
no mols inicial = no mols finalA molaridade (M) é expressa como: no de mols/volume (L). 
Observa-se então que o no de mols = M x V 
Portanto: M(inicial) x V(inicial) = M(final) x V(final) 
Resumidamente: 
 Equação geral da diluição 
 
 
A relação entre volume inicial e volume final tem sido, algumas vezes, denominada 
de fator de diluição. 
 
A concentração mol.L-1 de uma solução da espécie A, é o número de moles de essa 
espécie contidos em 1 L de solução (NÃO em 1 L de solvente). Sua unidade é M, que 
tem dimensões de mol L-1. 
Mi x Vi = Mf x Vf 
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A concentração mol.L-1 exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de 
um soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução: 
 
 Mol.L-1 = 
solução mL V
soluto mmol º
solução V(L)
soluto) mol n(Nº N

 
 
 
Relembrando que o Nº de moles de uma substância está relacionado a seu peso em 
gramas através do peso molecular (PM), teremos 
 Quantidade (moles) = 
PM
(gramas) peso
 
ou 
 Quantidade (milimoles) = 
PM
s)(miligrama peso
 
 
Ex. 1. Achar a concentração mol.L-1 de uma solução aquosa que contém 2,30 
g de álcool etílico (EtOH; C2H5OH) (peso-fórmula = 46,07 g mol
-1) em 
3,50 L. 
 
1. Calcular o Nº de mol em 2,30 g de EtOH: 
 
2,30 g/46,07 g mol-1 = 0,04992 mol de EtOH 
2. Para obtermos a concentração molar: 
 
 M = 0,04992 mol/3,50 L = 0,0143 mol.L-1 
 
Ex 2. Como prepararia 0,150 L de uma solução 0,500 M de NaOH, a partir de NaOH 
sólido e água. 
 
 
 
1. Calcularemos o número de moles de NaOH requeridos.: 
 Nº mol NaOH necessários = 0,150 L x 
L 1
NaOH mol 0,500
 
 = 0,0750 mol NaOH 
 Massa de NaOH requerida = 0,075 mol x 
g 3,00 
mol 1
g 40,0

 
 R: você deveria pesar 3,00 g de NaOH e dissolver em suficiente água 
para fazer 150 mL (0,150 L) de solução. 
 
 
 
 
 
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TIPOS DE CONCENTRAÇÃO: Concentração Analítica ou Concentração Formal ou 
Formalidade e Concentração de Equilíbrio 
 
Quando uma substância se dissolve, com freqüência sofre uma mudança química, 
e.g., dissociação em íons. Como resultado, a quantidade de substância adicionada à 
solução pode não ser igual à quantidade dessa mesma substância na solução. Então, 
é absolutamente essencial distinguir entre as duas quantidades. 
 
O número total de moles de soluto, independente de seu estado de dissociação ou 
associação, contido em 1 L de solução (ou o Nº total de mmol contido em 1 mL de 
solução) se denomina Concentração Analítica ou concentração formal ou 
simplesmente Formalidade (F)*. Isto é, a formalidade ou concentração analítica 
especifica uma “receita” pela qual a solução pode ser preparada. Por exemplo, uma 
solução 1.0 F de H2SO4 pode ser preparada dissolvendo 1,0 mol, ou 98 g, de H2SO4 
em água e diluindo até exatamente 1 L. 
A concentração real de uma espécie particular, iônica ou molecular, na solução 
chama-se Concentração de Equilíbrio. Para estabelecer a concentração de equilíbrio 
de uma espécie, é necessário conhecer o que acontece ao soluto quando se dissolve 
em um solvente. Por exemplo, a concentração de equilíbrio de uma solução de H2SO4 
cuja concentração analítica é 1,00 M (ou F) é 0,00 M haja vista que o ácido sulfúrico 
se dissocia totalmente para dar uma mistura de H3O
+, HSO4
 e SO4
2-; nesta solução, 
praticamente não existem moléculas de H2SO4. As concentrações de equilíbrio destes 
3 íons são 1,01, 0,99; e 0,01 M, respectivamente. 
As concentrações de equilíbrio são simbolizadas colocando a fórmula química da 
substância dentro de colchetes. Assim, para nossa solução de H2SO4 com 
concentração analítica 1,0 F, podemos escrever: 
 
[H2SO4] = 0,00 M [H3O
+] = 1,01 M 
[HSO4
] = 0,99 M [SO4
2] = 0,01 M 
 
A distinção entre estes dois tipos de concentração é ilustrada examinando uma 
solução preparada dissolvendo 60 g (1 mol) de ácido acético (HAc, CH3COOH) em 
água e diluindo até 1,0 L. A concentração analítica (ou formalidade) do HAc é 1,0 M 
21 
 
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(ou F) mas a concentração de equilíbrio é menor, cerca de 0,98 M, porque algumas 
moléculas de HAc se dissociam em H3O
+ e Ac- (CH3COO
-). Para determinar a exata 
concentração de equilíbrio, devemos conhecer a extensão da dissociação. Como isto 
é feito será um dos tópicos importantes a serem abordados no curso. 
 
1.3.3. Concentração Percentual (%) 
 
 A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução 
freqüentemente exprime-se como porcentagem em peso, que se define como 
 
 Percentagem em peso (p/p) = 
% 100 x
solução peso
soluto peso
 
Note o uso de p/p para denotar que a razão nesta unidade de concentração é 
peso/peso. Uma solução 40 % (p/p) de etanol em água contém 40 g de etanol em 100 
g (NÃO mL) de solução, e se prepara misturando 40 g de etanol com 60 g de água. 
Outras unidades comuns são: volume por cento (% v/v) e peso-volume (% p/v) por 
cento 
 Percentagem em volume (v/v) = 
% 100 x
solução volume
soluto volume
 
Percentagem peso-volume (p/v) = 
% 100 x
mL solução, volume
g soluto, peso
 
 
As unidades p ou v, então, sempre devem ser especificadas. Quando não se 
especifica, assume-se que a unidade é p/p. 
Percentagem em peso e em volume são valores relativos e, como tal, NÃO dependem 
das unidades de peso ou volume utilizadas, sempre que ambos, numerador e 
denominador, tenham as mesmas unidades 
 
22 
 
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Ex. 5. O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica porcentagem em peso. 
Sua densidade, também chamada de gravidade específica, é 1,18 g mL-1. 
1. Achar a concentração mol.L-1 (molaridade) do HCl; 
2. A massa de solução que contém 0,100 mol de HCl; e 
3. O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl. 
 
1. Uma solução a 37 % contém 37,0 g de HCl em 100 g de solução. A massa de 
1 L de solução é 
(1 000 mL)






mL
g
 x 1,18
= 1 180 g 
 A massa de HCl em 1180 g de solução é: 
 
 
solução g
HCl g
 0,370 





(1180 g solução) = 437 g HCl 
Dado que o peso molecular do HCl é 36,461, a molaridade do HCl é 
 
M 12,0 L mol 12,0 
mol g 36,461
L g 437 1-
1-
-1

 
 
2. Visto que 0,100 mol de HCl é igual a 3,65 g, a massa de solução que contém 
0,100 mol é 
solução g 9,85 
solução HCl/g g 0,370
HCl g 3,65

 
 
3. O volume de solução contendo 0,100 mol de HCl é 
 
mL 8,35 
solução/mL g 1,18
solução g 9,85

 
 
 
 
23 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
1.3.4. Partes por milhão e correlatos 
 
Porcentagem rara vez é usada para exprimir concentrações muito pequenas devido, 
presumivelmente, à inconveniência de usar zeros ou potencias de 10 para rastrear a 
vírgula decimal. Para evitar este inconveniente os químicos com freqüência mudam o 
multiplicador à razão do peso ou volume. 
Aceitando que % (p/p) pode ser chamado de PARTES POR CEM, a definição óbvia de 
PARTES POR MILHÃO (ppm) é 
 
 ppm = 
610 x 
amostra peso
 soluto peso 
 
Observar que as unidades de peso no numerador e denominador devem concordar. 
Para concentrações ainda menores que ppm, usa-se ppb, partes por bilhão ou ppt, 
partes por trilhão. O que muda é o multiplicador da razão entre os pesos: 
 
 ppb = 
910 x 
amostra peso
 soluto peso
 
 
 ppt = 
1210 x 
amostra peso
 soluto peso
 
Quando a concentraçãodo soluto é da ordem de uns poucos ppm ou menor, a 
solução praticamente é puro solvente e terá uma densidade essencialmente igual 
àquela do solvente. Se o solvente é água, sua densidade 1,00 g solução/mL solução. 
Isto significa que 1 L de solução pesará 1,0 kg ou 1000 g. Então 
 ppm = 
(L) solução volume
(mg) soluto peso
 
Por exemplo, uma solução a 25 ppm contém 25 mg de soluto em 1 L de solução. 
 
24 
 
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Ex 6. Uma amostra de água de mar cuja d = 1,02 g mL-1 contém 17,8 ppm de NO3
-. 
Calcule a molaridade de nitrato na água. 
 
Molaridade é mol L-1 e 17,8 ppm significa que a água contém 17,8 g de NO3
- por 
grama de solução. 1L de solução pesa 
 
 Massa solução = V (mL) x d (g mL-1) = 1000 x 1,02 = 1020 g 
Então, 1 L de solução contém 
 g de NO3
- = 
 0,0182 solução g 020 1 x 
solução g
NO g 10 x 17,8 -3
-6

 g NO3
- 
 
A molaridade é 
 
 
M 10 x 2,93 
solução L 1
mol)/ NO g (62,065 /NO g 0,0182
 
solução L
NO mol 4-
-
3
-
3
-
3 
 
 
I-3 – Lista de exercícios 
 
1- Foram dissolvidos 4,9 g de H2SO4 em água suficiente para 0,5 litros de solução. 
Qual a concentração em g.L-1 e mol.L-1 da solução ? 
2 - O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica porcentagem em peso. Sua 
densidade, também chamada de gravidade específica, é 1,18 g mL-1. 
1. Achar a molaridade do HCl; 
2. A massa de solução que contém 0,100 mol de HCl; e 
3. O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl. 
 
 
25 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
3 - Quando adicionamos sal comum (NaCl) à água, sob agitação e temperatura 
constantes, verificamos que, em dado momento, o sal não se dissolve mais. No caso 
do NaCl, isso ocorre quando há, aproximadamente, 360g de sal por 1000 mL de água. 
Se adicionarmos 500g de NaCl em 1000 mL de água, nas mesmas condições acima, 
estaremos preparando uma solução que será classificada como uma: 
a) solução saturada sem sal precipitado. 
b) solução saturada com sal precipitado. 
c) solução supersaturada. 
d) solução insaturada. 
e) solução supersaturada instável. 
 
 
4 - O cloreto de sódio (NaCl), em solução aquosa, tem múltiplas aplicações, como, por 
exemplo, osoro fisiológico, que consiste em uma solução aquosa de cloreto de sódio 
(NaCl) a 0,092% (m/v) . 
Os pontos (1), (2) e (3) do gráfico ao lado representam, respectivamente, soluções: 
 
 
 
26 
 
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a) saturada, não-saturada e supersaturada. 
b) saturada, supersaturada e não-saturada. 
c) não-saturada, supersaturada e saturada. 
d) não-saturada, saturada e supersaturada. 
 
3 - O gráfico a seguir (QUESTÃO 04)refere-se a solubilidade (em g/100g de água) de 
determinado sal em diferentes temperaturas (em°C). Se, a 40°C forem acrescentados 
20,0g do sal em 200g de água, e deixando a mistura em repouso sob temperatura 
constante obter-se-á: 
I. solução saturada II. corpo de fundo III. solução diluída 
Dessas afirmações: 
a) apenas I e correta. 
b) apenas II e correta. 
c) apenas III e correta. 
d) I, II e III são corretas. 
e) I, II e III são INCORRETAS. 
4 - A curva de solubilidade de um sal hipotético é: 
 
 
Se a 20°C misturarmos 20g desse sal com 100g de água, quando for atingido o 
equilíbrio, podemos afirmar que: 
a) 5 g do sal estarão em solução. 
b) 15 g do sal será corpo de fundo (precipitado). 
c) o sal não será solubilizado. 
d) todo o sal estará em solução. 
e) 5 g do sal será corpo de fundo (precipitado). 
 
27 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
5 - O teor de oxigênio dissolvido na água é um parâmetro importante na determinação 
das propriedades químicas e biológicas da água. Para se determinar a concentração 
de oxigênio, pode-se utilizar pequenas porções de palha de aço. Colocando uma 
porção de palha de aço em contato com 1 litro de água, por 5 dias em um recipiente 
fechado, observou-se que a massa de ferrugem (óxido de ferro III) formada foi de 32 
mg. Escreva a equação química para a reação de oxidação do ferro metálico e 
determine a concentração, em g.L–1, de O2 na água analisada. 
Massas molares, em g.mol –1 : Fe = 56 e O = 16. 
 
6 - As instruções da bula de um medicamento usado para reidratação estão resumidas 
no quadro, a seguir. Modo de usar: dissolva o conteúdo do envelope em 500 mL de 
água. Composição: cada envelope contém 
cloreto de potássio 75 mg 
citrato de sódio diidratado 145 mg 
cloreto de sódio 175 mg 
glicose 10 g 
Calcule a concentração de potássio, em mg/L, na solução preparada segundo as 
instruções da bula. 
(R: 78,6 g/L) 
 
 
7 - O rótulo de um recipiente de leite em pó indica: 
 
 
 
 
28 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
O fabricante recomenda usar 2 colheres das de sopa para um copo de 200mL. 
Considerando que cada colher contém 20g do leite em pó, determine a quantidade de 
gordura que se ingere, ao beber todo o conteúdo de um copo. (R: 0,4 g) 
 
8 - Calcule a concentração em g/L de uma solução aquosa de sulfato de potássio que 
contém 45g do sal dissolvido em 500cm3 de solução. (R: 90 g.L-1) 
 
9 - Sabendo que uma solução de H2SO4 tem C = 50g/L, determine o volume dessa 
solução que contém 2,5g do ácido. (R: 0,05L) 
 
10 - O soro caseiro consiste em uma solução de cloreto de sódio (NaCl – 3,5 g/l ) e de 
sacarose (11g/L). Quais as massas de cloreto e sacarose necessárias p/ o preparo de 
4litros de soro? (R: 14g e 44g) 
 
Para validar as questões é necessário mostrar os cálculos. OK! fy 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
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2. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Uma substância, a nitroglicerina, promove uma explosão, como resultado de uma 
reação química. Nela, o volume dos produtos formados é muitíssimo superior ao 
volume dos reagentes; a explosão nada mais é essa súbita expansão de volume: 
 
4 C3H5(NO3)3  12 CO2 + 6 N2 +O2+ 10 H2O 
 
Essa reação química é uma reação irreversível, pois uma vez iniciada só tem um 
sentido: o dos reagentes em direção aos produtos. 
Na verdade reações químicas irreversíveis são raras e os químicos costumam dizem 
que, a rigor, nenhuma reação é totalmente irreversível. Uma reação é reversível 
quando ocorre em ambos os sentidos: 
 
I2(g)+ H2(g)  2 HI(g).............(1) 
 
2 HI(g) I2(g)+ H2(g)................(2) 
 
Iodo e hidrogênio gasosos reagem para formar ácido iodídrico gasoso, HI, mas o 
inverso também é verdadeiro. 
Partindo de 1 mol de iodo e 1 mol de hidrogênio como reagentes, contidos em um 
volume V, obtém-se HI, como indicado na reação 1, com velocidade máxima no início 
e que vai diminuindo com o transcorrer do tempo. Simultaneamente, a velocidade da 
reação inversa (2), nula no início, se intensifica. Chega um momento em que tanto a 
velocidade de produção de HI como de sua decomposição se igualam: 
 
 
 
I2(g)+ H2(g)  2 HI(g) 
 
30 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
e nesse momento diz-se que a reação atingiu o equilíbrio. Trata-se de um sistema 
dinâmico, pois ambas as reações ocorrem simultaneamente embora não haja 
alteração observável na concentração dos produtos ou dos reagentes. 
Quando o sistema atinge o equilíbrio verifica-se que existem 0,213 mols de I2, 0,213 
mols de H2 e 1,573 mols de HI no volume V. 
Se a reação fosse irreversível teríamos 2 mols de HI e nenhuma quantidadede 
reagente sobrando, mas, apesar de se obter menor quantidade de HI, o sistema 
atingiu o equilíbrio num ponto em que favorece a formação do produto HI. Isso poderia 
não ter acontecido se o equilíbrio já fosse atingido quando apenas uma pequena 
quantidade de HI tivesse sido formada. 
 
 
2.1. Constante de equilíbrio 
 
Os químicos noruegueses Guldberg e Waage estabeleceram uma lei que diz: “a 
velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações 
dos reagentes elevadas a expoentes que são os respectivos coeficientes da 
equação química”. No nosso exemplo: 
 
I2(g)+ H2(g)  2 HI(g) v1 = k1[I2][H2] 
 
2 HI(g) I2(g)+ H2(g) v2 = k2[HI]
2 
 
onde k é um coeficiente de proporcionalidade chamado constante de velocidade. 
Quando o equilíbrio é estabelecido v1 e v2 são iguais, portanto: 
 
k1[I2][H2] = k2[HI]
2 
 
]H][I[
]HI[
2k
1k
K
22
2

 
 
31 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
pois a razão entre duas constantes também é uma constante, no caso constante de 
equilíbrio. 
 
[H2] [I2] [H2] [I2] [HI] K 
Concentrações iniciais 
Mol L-1 x 103 
Concentrações no equilíbrio 
mol L-1 x 103 
0,01166 0,01196 0,001831 0,003129 0,017671 54,5 
0,01115 0,00995 0,002907 0,001707 0,016482 54,6 
0,01133 0,00751 0,004565 0,000738 0,013544 54,4 
0,00224 0,00225 0,000479 0,000488 0,003531 54,4 
0,00135 0,00135 0,001141 0,001141 0,008410 54,4 
 
Diferentes quantidades de I2 e H2 podem ser postas para reagir e o equilíbrio sempre 
será atingido. Dependendo dessas concentrações iniciais de reagentes, diferentes 
quantidades de produtos e reagentes estarão presentes no meio quando se atingir o 
equilíbrio. Assim, não importam quais forem as condições iniciais, as concentrações 
de produtos e reagentes no equilíbrio serão tais que colocadas na expressão de K 
fornecerão o valor de 54,4. 
A constante de equilíbrio de uma reação é, portanto, a relação entre as concentrações 
dos produtos e as concentrações dos reagentes, quando se atinge o ponto de 
equilíbrio. Essas concentrações são elevadas a potência de grau igual aos 
coeficientes que as espécies apresentam na equação representativa da reação 
química. 
Em relação ao estado de equilíbrio, é importante ressaltar que ele pode corresponder 
a infinitas combinações de concentrações de produtos e reagentes. Diferentemente do 
que se poderia pensar, não ocorre obrigatoriamente algum tipo de igualdade de 
concentração. A única regra é que no estado de equilíbrio as concentrações de 
reagentes e produtos colocadas na expressão da constante de equilíbrio forneçam um 
valor fixo. 
32 
 
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De maneira geral, a constante de equilíbrio reflete a relação que existe entre os 
valores de concentração de produtos e reagentes: 
 
]reagentes[
]produtos[
4,54 
 ]reagentes[
]produtos[
000018,0 
 
 
K sendo igual 54,4 indica que no equilíbrio existe uma maior quantidade de 
produtos que de reagentes, enquanto que um valor de 0,000018 indica que o 
equilíbrio foi atingido para uma quantidade ínfima de produtos. 
A constante de equilíbrio é expressa em termos de concentração para soluções, ou 
também em termos de pressão quando se trata de reações envolvendo gases. 
Quando existem substâncias sólidas envolvidas na reação, elas não aparecem na 
equação da constante de equilíbrio: 
 
 [Zn2+] 
Zno(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cuo(s) K = 
 [Cu2+] 
 
BaSO4(s)  Ba
2+(aq) + SO4
2-(aq) K = [Ba2+][SO4
2-] 
33 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
2.2. Princípio de Le CHATELIER 
 
Quando se perturba o estado de equilíbrio químico por uma ação direta, como 
aumento da concentração de um dos reagentes, o sistema reage no sentido de 
minimizar a perturbação. Isso em suma é o princípio de Le Chatelier. 
Na esterificação do ácido acético pelo álcool etílico: 
 
CH3-COOH + CH3-CH2OH  CH3-COO-C2H5 + H2O 
 ácido álcool éster água 
produz-se acetato de etila e água. A constante desse equilíbrio é quatro. Se partirmos 
de concentrações iguais de reagentes, 0,2 mol L-1, estabelecemos um equilíbrio, 
conforme indicado pelos valores de concentração a seguir. 
Se aumentarmos a concentração de álcool etílico em 0,1 mol L-1 o sistema reage no 
sentido de minimizar essa ação, ou seja, consumir o acréscimo de álcool, deslocando 
o equilíbrio para direita e aumentando a concentração dos produtos. A constante de 
equilíbrio não se altera. 
 
Situação do 
 Sistema 
Ácido Álcool Éster Água Constante. 
de 
Equilíbrio. 
mol L-1 
Início 0,200 0,200 0,000 0,000 
Equilíbrio 0,066 0,066 0,132 0,132 4 
Interferência 
 0,066 
+0,100 
 
Novo 
equilíbrio 
0,042 0,142 0,156 0,156 4 
 
34 
 
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Não somente a alteração na concentração de reagentes constitui uma interferência 
no equilíbrio químico, mas também alterações na pressão e na temperatura. O 
exemplo clássico é a síntese da amônia onde ocorre o equilíbrio: 
 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) + Q 
 
Como a reação no sentido de produção de NH3 é exotérmica e se dá com 
contração de volume, o máximo rendimento se dá sob resfriamento e pressões 
elevadas. 
 
Efeito de diluição 
 
Como um equilíbrio químico é afetado pela diluição? Isso depende da reação 
considerada; pode até não alterar em nada a posição de equilíbrio. Veja o caso da 
esterificação do ácido acético e observe sua constante de equilíbrio: 
V
álcooldemassa
.
V
ácidodemassa
V
ésterdemassa
.
V
águademassa
]álcool][ácido[
]éster][água[
K 
álcooldemassaácidodemassa
ésterdemassaáguademassa
K
.
.

 
 
 O aumento do volume V por diluição não muda a proporção das massas de 
reagentes e produtos no equilíbrio. 
Entretanto, na dissociação do ácido acético teríamos: 
 
V
1
.
HAcmassa
OHmassa.Acmassa
]HAc[
]OH][Ac[
K 33


 
35 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
Neste caso o aumento de volume pela diluição leva a uma mudança para que o 
valor de K permaneça constante, ou seja, as massas dos produtos devem 
aumentar. A diluição dos ácidos fracos faz aumentar o seu grau de ionização. 
Os catalisadores não afetam um equilíbrio químico mas aceleram a velocidade das 
reações químicas. Permitem que o equilíbrio químico seja atingido mais 
rapidamente, sem contudo modificar as concentrações dos reagentes no equilíbrio. 
 Quem prevê se uma reação ocorre espontaneamente ou não é a 
Termodinâmica. O fato de uma reação ser possível não tem relação nenhuma com 
a velocidade com que ela ocorre. Os gases hidrogênio e oxigênio podem 
permanecer em contato sem que moléculas de água sejam produzidas e será 
necessário empregar um catalisador para que tal reação ocorra. 
36 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
2.3. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
A IMPORTÂNCIA DE ÁCIDOS, BASES E SAIS 
 
Quase todos os compostos inorgânicos e uma grande parte de compostos orgânicos 
podem ser classificados como ácidos ou bases. Esses compostos estão envolvidos 
em processos vitais, na agricultura, na indústria e meio ambiente. O produto químico 
que ocupa o primeiro lugar dentre os compostos químicos produzidos mundialmente é 
um ácido: o ácido sulfúrico. Ocupando o segundo lugar nesse ranking está umabase: 
CaCO3. Outra base, a amônia, ocupa o quarto lugar dentre os produtos químicos mais 
produzidos anualmente em escala mundial. Dentre os sais o KCl é fonte de fertilizante 
potássico e Na2CO3 é usado em grande quantidade na produção de vidro e tratamento 
de águas de abastecimento. 
O conteúdo salino do sangue humano assim como o equilíbrio ácido-base no sangue 
precisa estar dentro de limites muito estreitos para manter uma pessoa saudável. 
Solos com acidez ou alcalinidade elevadas usualmente não suportam o crescimento 
da maior parte das culturas comerciais. A salinidade de águas de irrigação pode 
impedir o crescimento das plantas. O problema de salinidade de águas é sério em 
regiões do nordeste do Brasil e em regiões da Califórnia, nos Estados Unidos. Nesse 
capítulo discutiremos o equilíbrio ácido-base. 
Existem três modelos mais conhecidos para se conceituar ácidos e bases: Arrhenius, 
Brönsnted-Lowry e Lewis. Para nossas finalidades escolhemos o conceito de 
Bronsted-Lowry (1923). 
Pelo conceito de Brönsted-Lowry ácidos e bases são espécies químicas participantes 
de um equilíbrio em que ocorre transferência de prótons. É algo similar à definição 
de substâncias oxidantes e redutoras, que participam de um equilíbrio envolvendo 
transferência de elétrons. Por próton se entende aqui o átomo de hidrogênio que 
perdeu seu elétron, ou seja, o íon H+. 
37 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
2.3.1. Definição de Arrhenius: 
 
 Um ÁCIDO é uma substãncia que, quando adicionada à água, produz 
íons H3O
+ ( hidrônio) ou, mais simplificado, H+ ( próton, hidrogênio) 
 Uma BASE é uma substância que, quando adicionada à água, produz 
íons OH- (hidroxila) 
 
 Assim, ácido sulfúrico ( H2SO4 – presente nas baterias dos carros), ácido 
acético ( CH3COOH – vinagre), ácido cítrico ( HOOCCH2C(OH)COOHCH2COOH – 
Limão, laranja...) ácido carbônico ( H2CO3 - coca-cola) são ácidos como mostram as 
seguintes reações: 
 
H2SO4(aq)  HSO4
-
(aq) + H
+
 (aq) ( eq. 1) 
CH3COOH (aq)  CH3COO
-
(aq) + H
+
 (aq) ( eq. 2) 
HO2CCH2COHCO2HCH2CO2H(aq)  HO2CCH2COHCO2HCH2COO
-
(aq) + H
+
 (aq) (eq.3) 
H2CO3(aq)  HCO3
-
(aq) + H
+
 (aq) (eq. 4) 
 
 Bem como hidróxido de sódio ( NaOH-soda cáustica), hidróxido de amônio 
( NH4OH ) e hidrôxido de magnésio ( Mg(OH)2 - antiácidos) são bases. 
 
NaOH(aq)  Na
+
(aq) + OH
-
(aq) (eq. 5) 
NH4OH(aq)  NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) (eq. 6) 
Mg(OH)2(aq)  Mg
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) (eq. 7) 
 
 Este modelo apresenta, entretanto, uma desvantagem. Ele restringe de 
maneira drástica o número de reações que consideradas como ácido-base. 
 
2.3.2. Definições no conceito de Brönsted-Lowry 
 
 
Ao longo dos anos foram propostos outros modelos, como o de Brønsted-Lowry. Este 
define uma reação ácido-base como aquela na qual há uma transferência de próton de 
uma espécie para outra. 
38 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
 O ÁCIDO é a espécie que libera (ou doa) o íon H+, já a 
 BASE é aquela que aceita ( ou recebe ) este íon. 
 
 Ácido é toda espécie química que participa de um equilíbrio químico doando 
prótons: 
 
HA + H2O  H3O
+ + A- 
Exemplos: 
 
NH4
+ + H2O  H3O
+ + NH3 
HCO3
- + H2O  H3O
+ + CO3
2- 
HCl + NH3  NH4
+ + Cl- 
 
Base é toda espécie química que participa de um equilíbrio químico recebendo 
prótons: 
 
R + H2O  RH + OH
- 
Exemplos: 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
CN- + H2O  HCN + OH
- 
H2PO4
- + H2O  H3PO4 + OH
- 
CH3-NH2 + H2O  CH3-NH3
+ + OH- 
 
Pelo conceito de Bronsted-Lowry toda espécie que se comporta como ácido deve 
possuir prótons para doar, mas para se comportar como base não existe a condição 
de possuir grupo OH-. 
O íon Al3+ é considerado como responsável pela acidez dos solos das regiões tropicais 
e atua como ácido, o que pode parecer ilógico por não ter prótons para doar. Em 
solução aquosa o íon Al3+ ocorre como um aquo-complexo: 
 
[Al(H2O)6]
3+ + H2O  [Al(OH)(H2O)5]
2+ + H3O
+ 
 
e as moléculas de água associadas ao íon atuam como fonte de prótons. Íons Fe3+ e 
Cr3+ têm comportamentos idênticos ao do Al3+. 
A água não é um simples solvente, é um reagente que pode atuar como ácido ou 
como base. Sempre estaremos trabalhando com soluções aquosas e assim deu-se 
ênfase a ela nos exemplos anteriores. 
39 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
Uma espécie atua como ácido se outra atuar como base, pois, obviamente, uma 
espécie só poderá doar prótons se outra estiver apta para recebê-los. Nesse sentido, 
espécies químicas diversas podem atuar como ácido ou como base: moléculas, íons e 
íons complexos. 
O comportamento ácido-base tem que ser analisado em função do equilíbrio que 
ocorre em solução, daí a necessidade de sempre considerar os íons presentes quando 
trabalharmos com soluções de sais. Não terá sentido, por exemplo, a análise do 
comportamento ácido-base do sal NH4Cl pela reação: 
 
NH4Cl + H2O  NH4OH + HCl 
 
Se ela lhe for familiar é melhor esquecer. Esse sal só existe como NH4Cl no 
estado sólido em um frasco de reagente, mas em solução o que existe são íons NH4
+ 
e Cl-, resultantes de sua dissolução em água. 
 
2.3.3. Definições no conceito de Lewis 
 
Ácido é a espécie que aceita um par de elétrons numa dada reação, 
base é a espécie que doa este par de elétrons. 
 De um ponto de vista estrutural, o conceito de base de Lewis não difere muito 
do conceito anterior.Para que uma espécie receba um íon hidrogênio ( base de B-L) 
ela deve possuir, pelo menos, um par de elétrons livres. Por exemplo: 
 :PH3 / :NH3 / H2Ö: / :¨F:
- podem receber um H+ , formando 
 
PH4
+ / NH4
+ / H3O
+ / HF logo, o conceito de Lewis não muda de modo significativo o 
número de espécies que se comportam como base. Entretanto, o conceito de ácido 
aumenta consideravelmente o número de espécies com esta característica. 
Substâncias que aceitem um par de elétron podem ser um íon hidrogênio, um metal 
carregado positivamente, uma molécula com octeto incompleto... 
H+ + H2O:  H3O
+ (eq. 14) 
Zn2+ + 4:NH3(aq)  Zn(NH3)4
2+ (eq. 15) 
BF3 + :NH3  F3B-NH3 (eq. 16) 
40 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
Modelo Ácido Base 
Arrhenius Fornece H+ para água Fornece OH- para água 
Bronsted-Lowry Doador de íons H+ Receptor de ions H+ 
Lewis Receptor de par de elétron Doa par(es) de elétron(s) 
 
Finalmente, mais importante do que definir se uma substância é um ácido ou uma 
base é verificar se uma substância está se comportando como um ácido ou uma base. 
Pares conjugados 
 
 Quando uma espécie atua como ácido e doa um próton ela se transforma 
imediatamente em uma espécie deficiente em prótons, que por sua vez é capaz de 
recebê-los de volta: 
 base ácido 
HCN + H2O  H3O
+ + CN- 
 ácido base 
 
Deste modo, sempre a um ácido de Brönsted-Lowry estará associada uma 
base, formando o que se chama par conjugado como por exemplo: 
 
H2S/HS
-, HS-/S2-, NH3/NH4
+, H2O/OH
-, H2O/H3O
+, H2CO3/HCO3
- 
 
 Pela simples observação dos exemplos anteriores pode-se definir par 
conjugado como espécies que se diferenciam entre si por um próton. Nota-se ainda, 
queem um equilíbrio ácido-base estão envolvidos dois pares conjugados. Quais 
seriam os pares conjugados que podem ser obtidos a partir do ácido fosfórico H3PO4? 
 
41 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
2.4. Espécies apróticas e anfólitos 
 
Nem todas as espécies químicas atuam decididamente como ácido ou como base. 
Existem aquelas que não apresentam tendência mensurável nem de doar nem de 
receber prótons, sendo denominadas espécies apróticas, tais como: Na+, K+, Ca2+, 
Mg2+, NO3
-, ClO4
-, entre outras. Soluções que contém apenas espécies apróticas 
não são ácidas nem alcalinas, são neutras. 
 
Íon Ka 
Ag+ 1,0 10-12 
Mg2+ 4,0 10-12 
Ca2+ 2,5 10-13 
Zn2+ 2,0 10-10 
Cu2+ 1,0 10-8 
Pb2+ 1,6 10-8 
 
É melhor não pensarmos em espécies apróticas como absolutamente incapazes de 
doar ou receber prótons. Analisamos a questão em termos de constante de 
ionização e quando examinamos as constantes dos íons Ca2+, Mg2+, Ag+ podemos 
concluir que são realmente muito pequenas para serem levadas em consideração. 
Esse quadro, contudo, já se altera para os demais metais da lista anterior. 
 
Em contraste com as espécies apróticas existem aquelas que apresentam tendência 
de doar e receber prótons ao mesmo tempo, são as espécies denominadas anfólitos. 
Quando se dissolve bicarbonato de sódio (NaHCO3) em água, temos uma solução 
contendo íons Na+ e HCO3
-. O comportamento do íon sódio não será considerado 
pois, como já citado, ele é aprótico, mas o íon bicarbonato participa simultaneamente 
dos equilíbrios: 
HCO3
- + H2O  H3O
+ + CO3
2- 
HCO3
- + H2O  OH
- + H2CO3 
 
Apenas observando essas equações químicas não podemos prever se a solução do 
anfólito será ácida ou alcalina, pois não dispomos aqui das constantes desses 
42 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
equilíbrios para dizer qual deles é mais eficiente: o que produz íons H3O
+ ou íons OH-. 
Você saberia mostrar que em solução de KH2PO4 ocorrem equilíbrios químicos com a 
participação de um anfólito? 
Não é difícil dar outros exemplos de anfólitos. Simplesmente observe que eles 
derivam da reação de neutralização parcial entre um ácido e uma base. 
 
 
2.5. Produto iônico da água 
 
Independentemente dos equilíbrios existentes em solução aquosa, resultantes dos 
solutos dissolvidos, sempre ocorre um equilíbrio químico evolvendo as moléculas do 
próprio solvente água: 
 
H2O + H2O  H3O
+ + OH- 
 ácido base ácido base 
 
no qual uma molécula de água atua como ácido enquanto que outra atua como base. 
Esse equilíbrio é denominado auto-ionização da água e sua constante, representada 
por Kw, é denominada constante do produto iônico da água. 
 
Kw = [H3O
+][OH-] = 10-14 a 25oC 
 
Essa expressão indica que as concentrações dos íons H3O
+ e OH- em qualquer 
solução aquosa estarão sempre interrelacionadas, ou seja, conhecendo-se uma 
calcula-se a outra. 
Como em água pura o equilíbrio ácido-base envolve apenas moléculas de próprio 
solvente, temos que : 
 
 
[H3O
+] = [OH-] 
Kw = 10-14 = [H3O
+]2 
43 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
[H3O
+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 
 
Essa condição define uma solução neutra. Quando [H3O
+]>[OH-] a solução será ácida 
e quando [OH-]>[H3O
+] a solução será básica ou alcalina. 
Em geral, para soluções de ácido ou de base relativamente concentradas o equilíbrio 
de dissociação do próprio solvente é ignorado. Contudo, se as concentrações dos 
solutos forem menores que 10-6 mol L-1 a auto-ionização da água passa a ser 
importante. 
 
2.6. Força de ácidos e bases 
 
O ácido acético, constituinte do vinagre, é usado na alimentação humana, enquanto 
que ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico, utilizados industrialmente, são perigosos e 
devem ser manipulados com muito cuidado. 
Poderíamos explicar que essa diferença decorre do fato do ácido acético ser um ácido 
fraco e o ácido clorídrico ser um ácido forte. Bem, ao classificar algo fazendo 
comparações do tipo forte-fraco ou grande-pequeno, sempre se corre o risco de ser 
subjetivo e para discutir a força dos ácidos temos de fazê-lo em base mais científica. 
Sabemos que as propriedades dos ácidos e das bases são decorrentes da presença 
dos íons H3O
+ e OH-, respectivamente, em suas soluções. Quanto maior a eficiência 
com que um ácido produz H3O
+, e uma base produz OH-, maior será sua força. Como 
sempre estamos envolvidos com um sistema em equilíbrio, essa eficiência será 
numericamente traduzida por uma constante de equilíbrio. 
Vamos considerar o caso do ácido acético CH3-COOH, que atua como ácido porque 
pode doar um próton (os hidrogênios do grupo CH3 não participam). Será que ele é um 
bom produtor de íon H3O
+? 
 
 
CH3-COOH + H2O  CH3-COO
- + H3O
+ 
 
A constante desse equilíbrio vale 1,78 10-5 
44 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
5
3
33 10.78,1
]COOHCH[
]OH][COOCH[ 




 
 
Fica fácil perceber que, se a relação entre produtos e reagentes é expressa por um 
número tão pequeno quanto 0,0000178, o equilíbrio esta deslocado para a esquerda, 
no sentido dos reagentes. O equilíbrio foi atingido num ponto em que o ácido acético 
mantém a grande maioria de suas moléculas intactas, totalmente desfavorável para a 
produção de íons H3O
+. O ácido acético é um ácido fraco por que no equilíbrio de sua 
solução aquosa existem poucos íons H3O
+. 
A força de um ácido, sua capacidade em doar prótons e produzir íons H3O
+, é 
quantificada pela constante de equilíbrio de dissociação, simbolizada por Ka. 
Ao se diluir 6g de HAc1 em água para se preparar 1 litro de solução 0,1 mol L-1, qual 
será a situação uma vez atingido o equilíbrio químico? 
HAc + H2O  Ac
- + H 
Tempo 0 0,1 0 0 
 Equilíbrio 0,1 – x x x 
 
)x1,0(
)x(
10.78,1
2
5


 
 
Resolvendo essa equação quadrática encontramos que x, que é a concentração de 
H3O
+, será igual a 1,32 10-3 mol L-1 e a concentração do ácido acético, HAc, não 
dissociado será 0,0987 mol L-1. Observe, portanto, que ao se atingir o equilíbrio 
apenas 1,3% das moléculas atuaram efetivamente como doadoras de prótons. Esse 
valor 1,3% é conhecido como grau de ionização. 
 E os ácidos fortes como HCl, HNO3, HClO4? 
 
Para essas substâncias, a tendência em doar prótons é tão elevada que o equilíbrio se 
encontra quase que totalmente deslocado no sentido dos produtos, o de formação de 
íon H3O
+. A reação inversa é de magnitude desprezível e como em termos práticos a 
reação ocorre num único sentido, pode-se dizer que não existe equilíbrio, ou então 
que ocorre equilíbrio com constante Ka infinita. 
 
1
 Por facilidade, o ácido acético será expresso daqui para frente através da fórmula HAc, a qual 
evidentemente não é válida pelas regras oficiais de nomenclatura química. 
45 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
HNO3 + H2O  H3O
+ + NO3
- 
 
Havíamos citado que o íon NO3
- era uma espécie aprótica e veremos que isso está de 
acordo com o comportamento do ácido forte HNO3. O íon nitrato sendo aprótico não 
terá, uma vez formado, nenhuma tendência em atuar como base, para receber prótons 
e provocar a reação inversa, estabelecendo um sistema em equilíbrio. Não é de se 
estranhar, portanto, que espécies apróticas façam parte de ácidos e bases fortes. 
 
A mesma abordagem é aplicada ao se tratar de bases fortes e fracas. A amôniaNH3 
apresenta uma constante igual a 1,78 10-5 para o equilíbrio: 
 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
 
]NH[
]OH][NH[
Kb
3
4


 
A constante desse equilíbrio é representada por Kb, para indicar que se trata da 
constante de dissociação de uma base2. Do mesmo modo que o ácido acético, a 
amônia é uma base fraca pois apenas 1,3% de suas moléculas atuam efetivamente 
como base recebendo 1 próton da molécula de água. 
Em resumo, somente poderemos comparar a força de ácidos e bases conhecendo os 
valores de suas constantes de dissociação no solvente empregado. 
As constantes de equilíbrio em geral, e sobretudo as constantes de dissociação dos 
ácidos e bases, são também rotineiramente representadas pela notação pKa e pKb, 
que significam –log Ka e - log Kb, respectivamente. O pKa do ácido acético é -log 
1,78 10-5 , ou seja, 4,76. 
Na tabela 2 são apresentadas as constantes de ionização de alguns ácidos e bases. 
Tabela 2. Constantes de dissociação de alguns ácidos e bases 
Ácido acético Ka = 1,78 10-5 
Ácido carbônico Ka1 = 4,5 10
-7 
Ka2 = 4,7 10
-11 
 
2
 apenas por acaso Kb do NH3 é numericamente igual a Ka do ácido acético 
46 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
Ácido cianídrico Ka = 5,8 10-10 
Ácido fórmico Ka = 1,78 10-4 
 
Ácido fosfórico 
Ka1 = 7,5 10
-3 
Ka2 = 6,2 10
-8 
Ka3 = 1 10
-12 
Ácido sulfídrico Ka1 = 5,7 10
-8 
Ka2 = 1,2 10
-13 
Amônia Kb = 1,78 10-5 
Cafeína Kb =4,1 10-4 
Cocaína Kb = 2,6 10-6 
Creatina Kb = 1,9 10-11 
Morfina Kb = 7,4 10-7 
Nicotina Kb = 7 10-7 
Quinina Kb1 = 1,1 10-6 
 Kb2 = 1,4 10-10 
Estricnina Kb1 = 10-6 
 Kb2 = 2 10-12 
Uréia Kb = 1,5 10-14 
 
 
2.7. Ácidos polipróticos 
 
Nos exemplos precedentes os ácidos foram, em sua maior parte, participantes de 
equilíbrio nos quais apenas um próton era doado a uma base: 
HA +H2O  H3O + A
- 
Por esse motivo, ácidos representados pela fórmula genérica HA são denominados 
ácidos monopróticos. Ácidos que se dissociam em mais de uma etapa de equilíbrio 
são denominados ácidos polipróticos. 
Quando o ácido carbônico H2CO3 é dissolvido em água os seguintes equilíbrios são 
estabelecidos: 
47 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
H2CO3 + H2O  H3O
+ + HCO3
- Ka1 = 4,5 10
-7 
HCO3
- + H2O  H3O
+ + CO3
2- Ka2 = 4,7 10
-11 
 
Sem esquecer que nas soluções aquosas um terceiro equilíbrio está sempre presente: 
H2O + H2O  H3O
+ + OH- 
O íon bicarbonato HCO3
-, produzido na primeira etapa de equilíbrio do ácido carbônico 
H2CO3, é capaz de doar um segundo próton numa segunda etapa, o que torna o ácido 
carbônico um ácido diprótico. Cada etapa de equilíbrio apresenta sua constante de 
equilíbrio própria 
É importante ressaltar que não se pode distinguir os íons H3O
+ provenientes da 
primeira e da segunda etapa de equilíbrio. Os íons H3O
+ presentes no meio 
apresentam um único valor de concentração, igual tanto para a primeira como para a 
segunda etapa do equilíbrio. Como outros exemplos de ácidos dipróticos temos: ácido 
sulfídrico, H2S; ácido sulfuroso H2SO3; ácido sulfúrico H2SO4. O ácido fosfórico H3PO4 
é um exemplo de ácido triprótico. 
 
 
 
2.8. Potencial de hidrogênio - pH 
 
Muitas vezes, poderemos estar preocupados com o efeito de concentrações muito 
baixas de íon H3O
+. A concentração de íons hidrogênio é um fator que afeta os 
processos químicos e biológicos que ocorrem nos sistemas naturais. 
Uma planta que se desenvolve bem se a concentração de íons H+ no solo é 6,2 10-6 
mol L-1, poderá ser prejudicada se essa concentração aumentar para 4,5 10-5 mol L-1, o 
que a primeira vista não pareceria uma alteração tão grande assim. 
Como forma de facilitar a manipulação de baixas concentrações de íons H3O
+, 
evitando o incômodo de se trabalhar com muitos zeros a esquerda ou expoentes 
negativos, foi definido o parâmetro potencial de hidrogênio ou abreviadamente pH. 
 
]OHlog[pHou
]OH[
1
logpH 3
3



 
 
 
48 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
O cálculo do pH de uma solução aquosa sempre será efetuado por essa fórmula. O 
problema para o calcular o pH é na verdade o cálculo da concentração de íons H3O
+ 
num determinado sistema. Define-se também: 
 
]OHlog[pOHou
]OH[
1
logpOH 


 
 
A partir da equação Kw = [H3O
+][OH-] deduz-se facilmente que: 
 
pH + pOH = 14 
 
2.9. Neutralização – um termo que pode confundir 
 
Definimos em 4.4 a neutralidade de uma solução pela igualdade: 
 
[H3O
+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 
 
o que corresponde a pH 7,0 a 25oC. 
 
Freqüentemente empregamos frases como: para neutralizar um ácido.. para 
neutralizar uma base.... Neste contexto neutralizar significa reagir totalmente com. 
Assim 2 mols de H2SO4 são neutralizados por 4 mols de NaOH: 
 
2 H2SO4 + 4 NaOH  2 Na2SO4 + 4 H2O 
 
É preciso salientar que embora em 100 mL de uma solução 0,1 mol L-1 de HCl tenha 
muito mais íons H3O
+ que uma solução de HAc, ambas as soluções serão 
neutralizadas por 100 mL de NaOH 0,1 mol L-1, pois essa base será capaz de reagir 
com todos os íons H3O
+ dessas soluções: os que estão presentes em solução e todos 
aqueles que podem ser produzidos. 
 
Mesmo que ambos os ácidos HCl e HAc tenham sido neutralizados, ou melhor, 
tenham reagido totalmente com NaOH, a condição final será diferente em cada um 
deles. Para o HCl a solução final conterá apenas íons apróticos Na+ e Cl- , de modo 
49 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
que ai sim: 
[H3O
+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 
 
No caso do HAc, contudo, temos na solução final, além dos íons Na+ também íons 
acetato, que não são apróticos e atuam como base: 
 
HAc + NaOH  Na+ + Ac- + H2O 
Ac- + H2O  OH
- + HAc 
 
Note, portanto, que quando uma solução de ácido acético esta neutralizada por NaOH, 
esse termo significando que o ácido reagiu totalmente com essa base, a solução final 
será alcalina e seu pH maior que 7. 
Quando neutralizamos NH3 com HCl o produto final são íons Cl
-, apróticos e íons 
NH4
+, os quais, conforme já sabemos atuam como ácido. Portanto, quando a amônia 
for neutralizada por HCl, ou seja, quando a amônia reagir totalmente com HCl, sem 
sobrar nada, seu pH será menor que 7,0. 
Assim, o pH ao final de neutralizações de ácidos e bases poderá ser maior, menor ou 
igual a 7,0. Somente no caso de reação completa entre ácido e bases fortes, em cuja 
solução final exista apenas íons apróticos, o pH final será 7,0. 
 
2.10. 1Efeito do Íon Comum e Hidrólise 
 
1. Introdução e Objetivos 
 Quando se dissolvem sais na água, nem sempre a solução se apresenta 
neutra, A razão é que alguns sais reagem com água, ocorrendo hidrólise. 
Como conseqüência, íons H+ ou OH- ficam em excesso na solução, tornando-a 
ácida ou básica, respectivamente. 
 Os sais derivados de ácidos e bases fortes quando dissolvidos em água, 
apresentam pH neutro, pois nem os ânions e nem os cátions combinam-se com 
a água, não alterando o seu equilíbrio de dissociação. Exemplo: 
50 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
  )()(2)( aqaqs ClNaOHNaCl
 
 Os sais derivados de ácidos fracos e bases fortes quando dissolvidos em 
água, produzem uma solução de caráter alcalino, ou seja, pH maior que 7,0. 
Isso é decorrente do fato do ânion combinar-se com os íons hidrogênio 
proveniente da dissociação da água, formando um ácido fraco levemente 
dissociado e deixando íons hidroxila livres em solução. Exemplo: 
  )(3)(2)(3 aqaqs COOCHNaOHCOONaCH
 
  )(32)(3 aqaq OHCOOHCHOHCOOCHEsta última equação é o equilíbrio global do ânion. De um modo geral, 
podemos escrever a seguinte equação: 
  OHHAOHA 2
 
 A constante de equilíbrio desse processo é denominada constante de 
hidrólise e pode ser expressa como: 
][
]][[



A
OHHA
kh
. 
 A concentração da água pode ser considerada constante. Quanto maior o 
valor de kh, maior será o pH da solução, ou seja, mais alcalina. 
 A constante de hidrólise está relacionada com a constante de dissociação 
do ácido fraco e portanto, pode-se escrever como: 
][
]][[



A
OHHA
k
k
k
a
w
h
 
 O grau de hidrólise (x) pode ser definido como a fração de cada molécula 
do ânion hidrolisado no equilíbrio. Se a concentração total do ânion, isto é, do 
sal for representado por c e o grau de hidrólise por x, a constante de hidrólise 
pode ser expressa como: 
x
cx
kh


1
2 
 Rearranjado a equação, podemos expressar o grau de hidrólise por: 
c
k
c
k
c
k
x hhh 
2
2
42
 
 Se o valor de x for baixo ( 2 a 5%), a equação pode ser reduzida a: 
cxkh
2
, donde 
c
k
x h
 
 A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação 
de c moléculas por litro de sal derivado de um ácido fraco e base forte pode ser 
calculada pela seguinte expressão: 
cpkpH a log
2
1
2
1
7 
 
 Os sais derivados de ácidos fortes e bases fracas quando dissolvidos em 
água, produzem uma solução de caráter ácido, ou seja, pH menor que 7,0. O 
51 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
cátion do sal combina-se com os íons hidroxila proveniente da dissociação da 
água, formando uma base fraca levemente dissociada e liberando íons 
hidrogênio livres em solução. O equilíbrio global de hidrólise pode ser expresso 
por: 
  )(2)( aqaq HMOHOHM
 
 A constante de hidrólise desse equilíbrio pode ser expressa como: 
][
]][[



M
HMOH
k
k
k
b
w
h
. 
O grau de hidrólise (x) para o sal de uma base fraca monovalente em função 
da constante de hidrólise pode ser expresso como: 
x
cx
kh


1
2 . 
 Se x é pequeno (2 a 5%) a equação pode ser reduzida para: 
c
k
x h
 
 A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação 
de c moléculas por litro de sal derivado de um ácido forte e base fraca pode ser 
calculada pela seguinte expressão: 
cpkpH b log
2
1
2
1
7 
 
 No caso de sais derivados de ácidos e bases fracas o processo de 
hidrólise é mais complexo. A hidrólise do cátion produz à formação de uma 
base não dissociada, enquanto que o ânion produz um ácido fraco. Os íons 
hidrogênio e hidroxila formados recombinam-se parcialmente formando água. 
 Dependendo dos valores das constantes de dissociação, três situações 
podem ocorrer: 
1. Se ka>kb, a solução será ácida; 
2. Se ka<kb, a solução será alcalina; 
3. Se ka=kb, a solução será neutra. 
 A constante de hidrólise pode ser expressa por: 
ba
w
h
kk
k
k


 
 A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação 
de c moléculas por litro de sal derivado de um ácido e base fraca pode ser 
calculada pela seguinte expressão, principalmente se os valores de ka e kb não 
forem diferentes demais.
b
a
w
k
k
kH  ][
 
 No curso de uma análise química, às vezes, é necessário ajustar a 
concentração hidrogeniônica em um determinado valor e mantê-la constante no 
52 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
decorrer da análise. Tal ajuste se faz com o auxílio de soluções-tampão ou 
soluções reguladoras. Estas soluções, geralmente, são formadas pela mistura 
de um ácido fraco e seu sal ou de uma base fraca e seu sal. A concentração 
hidrogeniônica pode ser calculada baseando-se no equilíbrio químico das 
soluções. 
 No caso de uma solução de tampão ácido a concentração hidrogeniônica 
pode ser calculada pela seguinte expressão: 
a
s
a
C
C
pkpH log
, onde 
aa kpk log
 e Cs é a concentração do sal e Ca é a 
concentração do ácido fraco. 
 Do mesmo modo, se o tampão for de uma solução básica a concentração 
hidrogeniônica pode ser calculada pela seguinte expressão: 
b
s
b
C
C
pkpH log14 
, onde 
bb kpk log
 e Cs é a concentração do sal e Cb é 
a concentração da base fraca. 
 
53 
 
Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
 
2.11. Soluções tampão 
 
 Soluções de ácido acético e acetato de sódio de mesma concentração são na 
verdade como as diferentes faces de uma mesma moeda: 
 
Espécies no 
equilíbrio 
NaAc 0,25 mol L-1 HAc 0,25 mol L-1 
mol L-1 no equilíbrio 
[HAc] 1,18 10-5 0,2479 
[Ac-] 0,2499 0,0021 
[H3O
+] 8,44 10-10 0,0210 
[OH-] 1,18 10-5 4,76 10-12 
[Na+] 0,25 0,00 
pH 9,07 1,68 
 
Examinando os dados da tabela anterior fica claro que as soluções de acetato de 
sódio e de ácido acético representam posições extremas de equilíbrio do sistema 
HAc/Ac-. A solução de acetato de sódio nada mais é que o sistema HAc/Ac- deslocado 
em relação ao íon acetato Ac-, que corresponde a 99,99% das espécies presentes, 
enquanto que o ácido acético representa o mesmo sistema deslocado para a produção 
de HAc, que constitui 99,2% da concentração dissolvida. 
Quando adicionamos ácido a uma solução de acetato de sódio, consumimos o íon OH- 
e causamos uma alteração no equilíbrio. Em resposta a esta ação, ou seja à 
diminuição da concentração de OH-, íons Ac- reagem com a água para repor os íons 
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Físico- Química (Teoria) . . fy 
 
 
 
OH-. Isso é possível pois o íon Ac- predomina no equilíbrio e constitui uma reserva de 
base. A reposição de íons OH- faz com que o sistema resista ao abaixamento de pH 
devido à adição de íons H3O
+. 
O mesmo tipo de raciocínio pode ser aplicado quando adicionamos íons OH- a uma 
solução de ácido acético e consumimos íons H3O
+, pois a elevada proporção de 
moléculas de HAc não dissociadas atua como uma reserva de ácido. A reposição de 
íon H3O
+ faz com que o sistema resista a uma previsível elevação de pH. 
Se considerarmos agora o sistema HAc/Ac-, não nos seus pontos extremos de 
equilíbrio, mas com concentrações significativas de ácido HAc e base Ac- teremos um 
equilíbrio com reserva ácida e reserva básica suficiente para que o pH do meio resista 
tanto às adições de íons OH- como H3O
+. Teremos o que se denomina solução 
tampão ou um sistema tampão. 
Uma solução tampão representa uma situação do equilíbrio ácido-base em que as 
concentrações das espécies do par conjugado são de ordem de grandeza similar. 
Quanto mais próxima de 1 a relação entre concentrações dos pares conjugados, 
melhor fica caracterizada a ação tampão do sistema. 
Na prática uma solução tampão pode ser preparada de várias formas. Podemos 
preparar uma solução com ácido fraco e com um sal contendo o ânion desse ácido, ou 
com uma base fraca e um sal contendo um cátion dessa base. Podemos também 
partir de uma solução de ácido fraco e neutralizá-lo parcialmente, em torno de 50%, 
com uma base forte, por exemplo ácido fórmico com NaOH. Uma terceira opção é 
uma solução na qual se misturam dois sais como NaHCO3 e Na2CO3. O objetivo é 
conseguir uma solução onde os componentes de um par conjugado estejam em 
concentrações similares. 
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Exemplo: Uma solução 0,18 mol L-1 NH3 e 0,20 mol L
-1 NH4Cl é uma solução 
tampão. 
 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
Nesse equilíbrio as concentrações exatas das espécies e o pH correspondente 
serão: 
[NH3] = 0,17998 mol L
-1 
[NH4
+] = 0,2002 mol L-1 
[H3O
+] = 6,243 10-10 mol L-1 
[OH-] = 1,601 10-5 mol L-1 
pH = 9,20 
Note