5.2 Eletrólitos e Não Eletrólitos e Equilibrio Químico

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. MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA
INSTITUTO SÓCIO-AMBIENTAL E DE RECURSOS HÍDRICOS
DISCIPLINA: QUÍMICA
 RUTH GRANHEN TAVARES/CRISTINA DIB TAXI/ROSA SANTA ROSA
ASSUNTO: ELETRÓLITOS, NÃO-ELETRÓLITOS, EQUILÍBRIOS
1. OBJETIVOS
• Distinguir eletrólitos de não-eletrólitos.
• Explicar a razão e as formas para uma substância liberar íons em solução.
• Distinguir eletrólitos fortes de eletrólitos fracos.
• Conceituar e classificar ácidos e bases e conceituar sais.
• Caracterizar reações reversíveis, equilíbrio químico e equilíbrio iônico.
• Escrever expressões de constantes de ionização de ácidos e bases.
• Conceituar grau de ionização e identificar seu valor para eletrólitos fortes e fracos.
2. ELETRÓLITOS / NÃO-ELETRÓLITOS
No fim do século passado Arrhenius verificou que algumas soluções aquosas conduziam corrente 
elétrica e outras não, e explicou essa diferença da maneira descrita a seguir:
O açúcar, por exemplo, quando dissolvido na água, subdivide-se em moléculas (C12H22O11), que são 
eletricamente neutras, portanto, insensíveis ao campo elétrico. Sendo assim, a corrente elétrica não 
pode fluir pela solução. As substâncias que apresentam esse tipo de comportamento são 
denominadas não-eletrólitos e as soluções com elas obtidas de soluções não-eletrolíticas ou 
moleculares.
O sal comum(NaCl), por exemplo, quando dissolvido na água, subdivide-se em partículas 
carregadas eletricamente e denominadas de íons (para este sal, os íons são Na+ e Cl-). Os íons 
positivos (cátions) caminham em direção ao pólo negativo, e os íons negativos (ânions) em 
direção ao pólo positivo. Desse modo, a corrente elétrica flui pela solução. As substâncias que 
apresentam esse tipo de comportamento são denominadas não-eletrólitos e as soluções com elas 
obtidas de soluções não-eletrolíticas ou iônicas.
Dentre os eletrólitos, existem substâncias iônicas e moleculares.
Alguns eletrólitos, como o sal comum, já são formados por íons (no caso, Na+ e Cl-) no estado 
sólido. Então, quando o NaCl é dissolvido na água, esta apenas separa os íons já existentes. Essa 
separação é denominada de dissociação (iônica ou eletrolítica).
Em outros casos (como, por exemplo, o HCl), o eletrólito é formado por moléculas. Então, quando 
o HCl entra em contato com a água, esta irá quebrar as moléculas produzindo os íons. Essa 
“quebra” é denominada ionização. Nesse caso, a água poderá “quebrar” todas as moléculas e o 
eletrólito é denominado eletrólito forte (ionização total), ou apenas parte delas, quando o 
eletrólito é denominado eletrólito fraco (ionização parcial).
Os ácidos, as bases e os sais são os tipos de substâncias químicas que serão utilizadas ou 
estudadas durante nosso curso. Todas são eletrólitos.
Os ÁCIDOS, segundo Arrhenius, são compostos que – em solução aquosa – se ionizam 
produzindo como único íon positivo o cátion hidrogênio (H+).
De acordo com o nº de hidrogênios ionizáveis os ácidos classificam-se em:
⇒ monoácidos – que ionizam produzindo apenas um íon H+. Ex. HCl, HNO3, etc.
⇒ poliácidos – que ionizam produzindo dois ou mais íons H+. Dentre esses temos:
 diácidos, que ionizam produzindo dois íons H+. Ex. H2CO3, H2SO4, etc.;
 triácidos, que ionizam produzindo três íons H+. Ex. H3PO4, H3BO3, etc.;
 tetrácidos, que ionizam produzindo quatro íons H+. Ex. H4P2O7, H4SiO4, etc.
De acordo com a presença, ou não, de oxigênio na molécula os ácidos classificam-se em:
⇒ hidrácidos – que não contêm oxigênio. Ex. HCl, HBr, H2S, etc.;
⇒ oxiácidos – que contêm oxigênio. Ex. HNO3, H2SO4, H3PO4, etc.
Ruth Granhen Tavares/Cristina Dib Taxi/Rosa Santa Rosa 2
1
2
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Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 3
Assunto: Eletrólitos, Não-eletrólitos, Equilíbrios Ruth Granhen Tavares/Cristina Dib Taxi/Rosa Santa Rosa
De acordo com a extensão com que ionizam os ácidos classificam-se em:
⇒ ácidos fortes – que ionizam completamente. Ex. HCl, HNO3, etc.;
⇒ ácidos fracos – que ionizam parcialmente. Ex. HCN, HF, H3C-COOH , etc.
As BASES, segundo Arrhenius, são compostos que – por dissociação iônica – liberam como único íon 
negativo o ânion hidroxila, ou oxidrila (OH-).
De acordo com o nº de hidroxilas as bases classificam-se em:
⇒ monobases – que possuem apenas um íon OH-. Ex. NaOH, KOH, etc.;
⇒ dibases – que possuem dois íons OH-. Ex. Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.;
⇒ tribases – que possuem três íons OH-. Ex. Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.;
⇒ tetrabases – que possuem quatro íons OH-. Ex. Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc.;
De acordo com a solubilidade em água as bases classificam-se em:
⇒ bases solúveis – o hidróxido de amônio (NH4OH) e as dos metais alcalinos. Ex. NaOH, KOH, etc.;
⇒ bases pouco solúveis – todas as demais.
De acordo com a extensão com que ionizam as bases classificam-se em:
⇒ bases fortes – que ionizam completamente. São as bases dos metais alcalinos e dos alcalino-terrosos, 
que já são substâncias iônicas por natureza. Ex. NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.;
⇒ bases fracas – que ionizam parcialmente. É o caso do hidróxido de amônio (NH4OH) e dos 
hidróxidos dos metais em geral, excluídos os alcalinos e os alcalino-terrosos, que são moléculas por natureza.
Os SAIS são compostos que possuem pelo menos um cátion diferente do H+ e um ânion diferente da 
OH-. São compostos formados na reação entre um ácido e uma base de Arrhenius. São eletrólitos 
fortes.
3. EQUILÍBRIO QUÍMICO
Uma reação é caracterizada como reversível quando se processa simultaneamente, e em extensão 
apreciável, nos dois sentidos:
A + B  C + D ,
ou seja, uma reação reversível é constituída de duas semi-reações. No sentido 1, A reage com B, 
formando C e D (A e B são reagentes e C e D são produtos). No sentido 2, C reage com D, formando A 
e B (C e D são reagentes e A e B são produtos).
Guldberg e Waage, através de estudos de cinética química (estudo da velocidade das reações químicas 
e dos fatores que nela influem), enunciaram uma lei, a qual é denominada Lei da Ação das Massas, 
que diz o seguinte:
“A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das massas 
ativas das substâncias reagentes”
Para efeito de nossos estudos iremos considerar massa ativa como tendo o mesmo significado que 
concentração.
Podemos, então, constatar que, à medida que duas substâncias reagem, produzindo outras, as 
concentrações das substâncias reagentes diminuem, diminuindo, portanto, a velocidade com que essa 
reação ocorre.
Assim, quando a reação é reversível, observamos que a velocidade da semi-reação 1 diminui com o 
tempo, e a da semi-reação 2 aumenta. Logicamente, como as semi-reações estão ocorrendo 
simultaneamente, haverá um momento (um tempo t) em que as duas velocidades se igualam. Nesse 
momento, a reação atinge o que denominamos de equilíbrio químico. A partir daí, se nenhuma 
perturbação for causada ao sistema, as concentrações de todas as espécies, reagentes e produtos, não 
irão mais se alterar. Tudo se passa como se a reação tivesse chegado ao fim. No entanto, o equilíbrio é 
um estado dinâmico; as concentrações não se alteram porque as semi-reações estão ocorrendo com a 
mesma velocidade, mas a reação não chega ao fim, ou seja, os reagentes não se esgotam, pois as 
velocidade
tempo
v1
v2
v1 = v2
velocidade da rea-
ção no sentido 1
velocidade da rea-
ção no sentido 2
t
1
2
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Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 4
Assunto: Eletrólitos, Não-eletrólitos, Equilíbrios Ruth Granhen Tavares/Cristina Dib Taxi/Rosa Santa Rosa
semi-reações nos dois sentidos continuam ocorrendo e todos os componentes continuam a ser 
produzidos.
O gráfico abaixo representa o fenômeno:
A representação matemática do equilíbrio químico para a reação reversível sob estudo será:
⇒para a semi-reação 1: v1 = k1 . [A] . [B]
⇒ para a semi-reação 2: v2 = k2 . [C] . [D]
Como, no equilíbrio, v1 = v2, concluímos que k1 . [A] . [B] = k2 . [C] . [D], ou,
]B].[A[
]D].[C[
k
k
2
1
=
Como k1 e k2 são constantes, o quociente 
2
1
k
k
 também o é. Esse quociente é representado por K, e é 
chamado de constante de equilíbrio. Portanto,
]B].[A[
]D].[C[K = , que representa a Lei da Ação das Massas, de 
Gulberg e Waage, para o equilíbrio químico.
Generalizando para uma reação qualquer, 
aA + bB + cC + ...  xX + yY + zZ + … ,
temos:
...]C.[]B.[]A[
...]Z.[]Y.[]X[
K
cba
zyx
=
4. EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico. É o equilíbrio químico estabelecido entre 
uma molécula e seus íons.
Vimos, anteriormente, que as substâncias que liberam íons em solução são chamadas de eletrólitos. Vimos, 
também, que – dentre os eletrólitos – existem aqueles que liberam completamente seus íons, que são 
os eletrólitos fortes, e os que liberam parcialmente, que são os eletrólitos fracos.
Os sais (que são eletrólitos fortes) e os ácidos e as bases fortes dissociam (ou ionizam) completamente. 
Esse fenômeno se dá através de uma reação irreversível. Por exemplo:
NaCl → Na+ + Cl-
 HCl → H+ + Cl-
NaOH → Na+ + OH-
Os ácidos e as bases fracos ionizam parcialmente e essa reação é reversível. Por exemplo:
HCN  H+ + CN-
 NH4OH  +4NH + OH
-
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Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 5
Assunto: Eletrólitos, Não-eletrólitos, Equilíbrios Ruth Granhen Tavares/Cristina Dib Taxi/Rosa Santa Rosa
Considerando a definição de equilíbrio químico, e que equilíbrio iônico é um caso particular do equilíbrio 
químico, podemos concluir que os ácidos e bases fortes e os sais não apresentarão equilíbrio iônico 
(suas dissociações ou ionizações são irreversíveis). Somente os ácidos e as bases fracos apresentarão 
equilíbrio iônico e, conseqüentemente, constante de equilíbrio, que receberá o nome particular de 
constante de ionização.
Para um ácido fraco a constante de ionização é representada por Ka. Para o HCN, por exemplo, cuja 
ionização está representada acima, temos:
]HCN[
]CN].[H[
Ka
−+
=
Para uma base fraca a constante de ionização é representada por Kb. Para o NH4OH, por exemplo, cuja 
ionização está representada acima, temos:
]OHNH[
]OH].[NH[
Kb
4
4
−+
=
Quanto menores os valores das constantes de ionização, mais fracos são os eletrólitos. Os valores das 
constantes são diferentes para cada eletrólito, porém, esses valores não variam com a variação da 
concentração do eletrólito.
Os poliácidos, ou ácidos polibásicos, ionizam-se por etapas, sendo o nº de etapas de ionização igual ao 
nº de hidrogênios ionizáveis que o ácido possui. Todos os ácidos polibásicos são fracos, pois, mesmo 
que a primeira etapa de ionização ocorra em grande extensão, ela nunca será total, e a segunda etapa 
será mais fraca que a primeira, a terceira mais fraca que a segunda, e assim sucessivamente. Tais 
ácidos irão apresentar tantas constantes de ionização quantos forem os hidrogênios ionizáveis. Por 
exemplo:
 para o H2SO4 ⇒ H2SO4  H+ + HSO −4 ⇒ ]SOH[
]HSO].[H[
Ka
42
4
1
−+
=
HSO −4  H
+ + SO −24 ⇒
]HSO[
]SO].[H[
Ka
4
2
4
2
−
−+
=
(Ka1 > Ka2)
 para o H3PO4 ⇒ H3PO4  H+ + H2PO −4 ⇒ ]POH[
]POH].[H[
Ka
43
42
1
−+
=
H2PO −4  H
+ + HPO −24 ⇒
]POH[
]HPO].[H[
Ka
42
2
4
2
−
−+
=
HPO −24  H
+ + PO −34 ⇒ ]HPO[
]PO].[H[
Ka
2
4
3
4
3
−
−+
=
(Ka1 > Ka2 > Ka3)
A extensão com que um eletrólito ioniza pode, também, ser medida através de um outro parâmetro, 
que é o grau de ionização, representado pela letra grega α. O grau de ionização representa a relação 
entre o número de moles dissociados e o número inicial de moles. Ou seja, a relação entre a 
concentração do íon liberado pelo ácido (ou pela base) e a concentração total (também chamada de 
concentração analítica) do ácido (ou da base). Assim, temos:
 ⇒ para um ácido: α = 
HAC
]H[ +
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Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 6
Assunto: Eletrólitos, Não-eletrólitos, Equilíbrios Ruth Granhen Tavares/Cristina Dib Taxi/Rosa Santa Rosa
 ⇒ para uma base: α = 
BOHC
]OH[ −
O grau de ionização é, no entanto, um parâmetro que varia com a concentração do eletrólito. É, como 
pode ser observado nas equações acima, inversamente proporcional à concentração do eletrólito.
OBSERVAÇÃO: Quando se utiliza a Lei da Ação das Massas, as concentrações têm 
que ser expressas em molaridade e a lei só é válida para soluções 
diluídas (concentrações de, no máximo, 1 M)
.
 Com base nas informações já fornecidas, qual seria o valor do grau de ionização (α) para um 
eletrólito forte?
Resp: Um eletrólito forte ioniza, ou dissocia, completamente. Então, a concentração do íon 
liberado pelo ácido (ou pela base) é exatamente igual à concentração total do ácido (ou da base). 
Portanto, a relação 
HAC
]H[ +
 (ou 
BOHC
]OH[ −
) é igual a 1. Ou seja, todo eletrólito forte possui α = 1.
 Qual o valor do grau de ionização (α) para um eletrólito fraco?
Resp: Um eletrólito fraco ioniza parcialmente. Então, a concentração do íon liberado pelo ácido 
(ou pela base) será sempre menor que a concentração total do ácido (ou da base). Portanto, a 
relação 
HAC
]H[ +
 (ou 
BOHC
]OH[ −
) será sempre um número menor que 1 (e maior que 0). Ou seja, 
todo eletrólito fraco possui 0 < α < 1.
 Qual o valor do grau de ionização (α) para um não-eletrólito?
Resp: Um não-eletrólito não libera íons em solução. Então, a concentração do íon liberado pelo 
ácido (ou pela base) será sempre 0 (zero). Portanto, a relação 
HAC
]H[ +
 (ou 
BOHC
]OH[ −
) será 
sempre 0 (zero). Ou seja, todo não-eletrólito possui α = 0.
Observação: A extensão de ionização pode, ainda, ser expressa em porcentagem. Assim, quando se 
diz que um eletrólito apresenta-se 100% ionizado, significa que α = 1; o eletrólito ioniza 
completamente. Se o eletrólito apresenta uma porcentagem de ionização menor do que 100%, por 
exemplo, 70%, significa que α < 1, no caso, α = 0,07. Então,
% de ionização = α x 100
ou
α = 
100
ionizaçãode%