Cap. 14 - Equilíbrio Químico

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EQUILÍBRIO QUÍMICO E EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO 
Até agora, enfatizamos reações que se processarão até o final e os conceitos de 
estequiometria que nos permitem calcular os resultados de tais reações. Fez-se referências 
ocasionais à situações que envolvem tanto uma reação direta quanto reação inversa - reações 
reversíveis. Neste capítulo vamos detalhar estas reações de uma forma sistemática. 
 
Teoria das colisões 
• Se duas moléculas irão reagir quimicamente, é razoável esperar que eles devam entrar 
em contato umas com as outras. 
• Uma reação química é o efeito global de um grande número de colisões entre as 
partículas individuais dos reagentes. 
o Teoria das colisões nas reações químicas. 
• Seja a reação 
A2 + B2 → 2AB 
• Se uma colisão resultar em uma reação, a ligações nas moléculas A2 e B2 devem ser 
rompidas. 
o Para isso é preciso energia. 
• A energia necessária para romper as ligações vem da energia cinética das moléculas, 
pouco antes de colidirem. 
o Deve haver uma violenta colisão para romper as ligações. 
• Este tipo de colisão é mais provável de ocorrer se as moléculas estiverem se movendo 
em alta velocidade. 
 
o Nem todas as colisões resultam em uma reação, na verdade, a maioria não 
resulta. 
• Se as moléculas colidindo não têm energia cinética suficiente para quebrar as ligações, 
as moléculas originais simplesmente se repelem com a mesma identidade que tinham 
antes da colisão. 
• Para uma colisão individual resultar em uma reação, as partículas devem ter: 
a) Energia cinética suficiente; 
b) Orientação adequada. 
• A velocidade de uma reação particular vai depender da frequência de colisões efetivas. 
• Durante uma reação química a energia cinética é convertida em energia potencial de 
modo que: 
ΔE = Eprodutos – Ereagentes 
• Quando duas moléculas colidem, elas formam um complexo ativado que tem uma alta 
energia potencial na parte superior da curva de energia (uma barreira de energia 
potencial que deve ser superada antes de uma colisão 
possa ser eficaz). 
• O complexo ativado é instável e rapidamente se separa 
em duas partes. 
o Se a colisão for "eficaz" na produção de uma 
reação, serão formadas moléculas do produto. 
• A energia cinética mínima necessária para produzir uma 
colisão eficaz é chamada de energia de ativação (Ea). 
Energia de ativação
Energia dos reagentes
Energia dos produtos
Caminho da reação
En
er
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• Esta barreira de energia pode ser diminuída através do uso de 
um catalisador. O catalisador fornece uma "via" alternativa 
para os reagentes a mudar para produtos. 
o A energia de ativação com o catalisador é mais baixa 
do que a energia de ativação sem o catalisador. 
• Como resultado, uma grande fração das moléculas numa 
amostra são capazes de entrar em reação produzindo 
colisões e a velocidade da reação aumenta. 
 
 
Equilíbrio dinâmico 
• Em uma reação química, se os produtos de uma reação são removidos do sistema à 
medida que são formados a reação química ocorrerá até que os reagentes limitantes 
sejam consumidos. 
o Reação direta; 
• Se os produtos são deixados no meio reacional estes se acumulam e começam a 
reagir entre si para formar os reagentes originais. 
o Reação inversa. 
• As reações que podem proceder tanto no sentido direto quanto inverso são chamadas 
reações reversíveis. 
o Indicadas por uma seta dupla ; 
• A reação direta diminui à medida diminui a quantidade de reagentes diminui. 
• Ao mesmo tempo, a reação inversa acelera medida que a concentração dos produtos 
aumenta. 
• Eventualmente, a reação direta está usando reagentes e formando produtos tão rápido 
quanto a reação inversa está usando produtos e devolvendo reagentes. Isto é 
chamado de equilíbrio químico. 
• Equilíbrio dinâmico é alcançado quando as velocidades dos dois processos opostos 
se igualam. 
• Quando uma reação atinge o equilíbrio, as quantidades de reagentes e produtos no 
sistema permanecem constantes. 
o As quantidades de materiais não mudam. 
• Seja a decomposição do N2O4 (incolor) em NO2 (marrom) dada por: 
N2O4(g) → 2NO2(g) 
• Inicialmente, apenas a reação direta ocorre pois temos excesso de reagentes e nada 
de produto: 
N2O4(g) → 2NO2(g) 
• À medida que a quantidade de NO2 aumenta, há uma chance de duas moléculas de 
NO2 se colidirem para formar N2O4. 
• Em um determinado momento, a cor para de se alterar e temos a mistura de N2O4 e 
NO2. 
• Eventualmente a reação ocorre na direção inversa quase com a mesma velocidade 
que a reação direta. 
2NO2(g) → N2O4(g) 
• Neste ponto se estabelece o equilíbrio. 
N2O4(g) 2NO2(g) 
• Uma vez estabelecido o equilíbrio, a reação direta e inversa ocorrem na mesma 
velocidade, e as concentrações das espécies se mantêm constantes. 
 
 
Reagentes
Caminho com 
catalisador
Caminho sem 
catalisador
Produtos
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• Uma vez que a concentração dos reagentes diminui, a reação direta fica mais lenta. À 
medida que os produtos acumulam-se, a reação inversa torna-se mais rápida. 
• A velocidade da reação direta: 
N2O4(g) → 2NO2(g) 
• É dada pela lei de velocidade vdireta = k1[N2O4(g)], depende da concentração dos 
reagentes. 
 
• A velocidade da reação inversa: 
2NO2(g) → N2O4(g) 
• É dada pela lei de velocidade vinversa = k-1[NO2(g)], depende da concentração dos 
produtos. 
• No equilíbrio, vdireta = vinversa e k1[N2O4(g)] = k-1[NO2(g)] e escrevemos 
 
• Em resumo, de forma genérica: 
A → B 
• À medida que a reação progride 
o [A] diminui até permanecer constante, 
o [B] aumenta de zero até permanecer constante. 
• Quando [A] e [B] são constantes, o equilíbrio é alcançado. 
o k1[A] diminui para uma constante, 
o k-1[B] aumenta de zero para uma constante. 
o Quando k1[A] = k-1[B], o equilíbrio é alcançado. 
 
Lei de ação das massas 
• Em uma reação química as concentrações de reagentes e produtos guardam entre si 
uma relação. 
aA + bB cC + dD 
• Mesmo sabendo que as concentrações de reagentes e produtos não são iguais no 
equilíbrio, existe uma relação entre elas chamada de Lei de Ação das Massas. 
• Quando é expressa em qualquer momento da reação, esta relação é chamada de 
quociente reacional (Q) e, chama-se de constante de equilíbrio (K) apenas quando 
a reação expressa em uma reação em que se atingiu o equilíbrio. 
• Para a equação se a reação não atingiu o equilíbrio a lei de ação das massas dá a 
relação abaixo: 
 
• Ou seja, relação entre concentração de produtos pela concentração dos reagentes; 
o Sempre. 
• Se a reação atingiu o equilíbrio a lei de ação das massas é dada por: 
 
• Cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na 
equação balanceada.	
   
• Se uma mistura reacional contendo tanto reagentes quanto produtos, não está em 
equilíbrio, como podemos determinar em qual direção ela irá proceder? 
2NO2(g)N2O4(g)
Equilíbrio 
químico
Equilíbrio 
químico
NO2 aumenta
N2O4 diminui
N2O4 aumenta 
NO2 diminui
C
on
ce
nt
ra
çã
o 
(M
)
C
on
ce
nt
ra
çã
o 
(M
)
Tempo →
(a) Somente N2O4 presente
Tempo →
(b) Somente NO2 presente
 
 
Q = [C]
c [D]d
[A]a[B]b
 
K = [C]
c [D]d
[A]a[B]b
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• a resposta está em comparar as proporções de concentração atuais para a constante 
de equilíbrio: 
o Se Q > Ka reação prosseguirá mais rápido na direção inversa de modo que 
[produtos] vai diminuir e [reagentes] vai aumentar; 
o Se Q < K, a reação prosseguirá mais rápido na direção direta de modo que 
[produtos] vai aumentar e [reagentes] vai diminuir 
o Se Q = K a reação está em equilíbrio e [produtos] e [reagentes] não mudará 
o Se a mistura reacional contém apenas reagentes, Q = 0, e a reação 
prosseguirá no sentido direto; 
o Se a mistura reacional contém apenas produtos, Q = ∞, e a reação prosseguirá 
no sentido inverso 
 
Ex: Escreva a expressão para lei de ação das massas para as seguintes reações: 
2NO2(g) N2O4(g) 
2CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Ex:Para a reação a baixo, em que direção esta vai prosseguir se PI2 = 0,114 atm, PCl2 = 0,102 
atm e PICl = 0,355 atm e KP = 81,9 
I2(g) + Cl2(g) 2ICl(g) 
 
Como Q = 10,8 e KP = 81,9, Q < KP logo a reação tem mais reagentes do que produtos e 
prosseguirá no sentido direto. 
 
 
Q > K
A reação ocorre no 
sentido inverso
A ! B
Q = K
A reaçãoestá em equilíbrio
A " B
Q > K
A reação ocorre no 
sentido direto
A # B
Reagentes Produtos
Concentração (M)
  
K =
[N2O4 ]
[NO2 ]
2
  
K =
[CO2 ]
2
[NO]2[O2 ]
  
K =
[NH3 ]
2
[N2 ][H2 ]
3
 
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Equilíbrio homogêneo 
• Em uma reação homogênea, todos os reagentes e produtos estão na mesma fase. 
• Para gases, a concentração em uma mistura é proporcional à sua pressão parcial 
de modo que constante de equilíbrio pode ser expressa como a razão entre as 
pressões parciais dos gases; 
o As pressões parciais sempre em atm; 
• Para a reação em meio gasoso: 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
• a expressão da constante de equilíbrio em pressão parcial (KP) é dada por: 
 
• Chamando a constante de equilíbrio em solução por KC é possível derivar uma 
relação entre KC e KP: 
• Seja onde nA é o número de mols do gás A e V é o volume do gás A; 
• A pressão PA do gás A será dada por 
 
• Substituído tem-se 
• Para a reação 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
• substituindo as concentrações por temos: 
 
• mas então: 
mas 
• de modo que: 
 
• Δn = (mols de produtos gasosos) – ( mols de reagentes gasosos) 
o KP será igual à KC sempre que Δn for igual a zero; 
 
Equilíbrio heterogêneo 
• Quando uma mistura reacional ocorre em mais de uma fase, chamamos essa 
mistura de reação heterogênea. 
• Sólidos e líquidos puros são materiais que a suas concentrações não variam 
durante o curso de uma reação a uma dada temperatura; 
• A concentração de um sólido ou um líquido puro é sua densidade dividida pela 
massa molar. 
o Nem a densidade nem a massa molar é uma variável, as concentrações de 
sólidos e líquidos puros são constantes. 
 
 
KP =
PC
cPD
d
PA
aPB
b
 [A] =
nA
V
 PA =
nA
V RT
 
nA
V = [A] [A] =
PA
RT
 
 
K = [C]
c [D]d
[A]a[B]b [x] =
Px
RT
 
KC =
PC
RT( )c PDRT( )d
PA
RT( )a PbRT( )b
=
PC
cPD
d 1
RT( )
c+d
PA
aPB
b 1
RT( )
a+b
 
PC
cPD
d
PA
aPB
b = KP
 
KC = KP
1
RT
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
(c+d )−(a+b)
 (c + d) − (a + b) = Δn
 KP = KC (RT )
Δn
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• Para qualquer liquido ou sólido, a proporção da quantidade de substância para o 
volume da substância é uma constante. 
• Por não variar, sólidos e líquidos não são incluídos na expressão da constante de 
equilíbrio. 
• Assim, para a reação 
aA(s) + bB(aq) cC(l) + dD(aq) 
• a expressão da constante de equilíbrio é 
 
• quando necessário substitua as concentrações de sólidos e líquidos puros por 1. 
Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) 
 
Ordem de grandeza da constante de equilíbrio 
• A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes. 
• Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no 
equilíbrio. 
• De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no 
equilíbrio. 
o Se K >> 1, a reação é produto favorecida e os produtos predominam no 
equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à deslocado para direita. 
o Se K << 1, a reação é reagente favorecida e os reagentes predominam 
no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se deslocada para esquerda. 
 
Relações matemáticas com a constante de equilíbrio, k 
Quando invertemos o sentido da reação, a constante de equilíbrio é invertida: 
• Para a reação: 
aA + bB cC + dD 
• a expressão da constante de equilíbrio é: 
• Para a reação: 
cC + dD aA + bB 
• a expressão da constante de equilíbrio é: ; logo: 
 
Quando os coeficientes estequiométricos de uma reação são multiplicados por algum 
fator, a constante de equilíbrio é elevado à potência do fator de multiplicação. 
• Para a reação: 
aA + bB cC 
 
 
KC =
[D]d
[B]b
  
KC =
1
[Ag+ ][Cl − ]
 
 
KC =
[C]c [D]d
[A]a[B]b
 
 
KC
' =
[A]a[B]b
[C]c [D]d
 
Kdireta =
1
Kinversa
 
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• a expressão da constante de equilíbrio é: 
• Para a reação: 
2aA + 2bB 2cC 
• a expressão da constante de equilíbrio é: 
 
logo: 
 
Quando duas ou mais equações químicas são somadas para se obter uma equação global, a 
constante de equilíbrio da equação global é o produto das constantes de equilíbrio das 
equações somadas. 
• Para as reações 
§ aA bB 
§ bB cC 
• as expressões das constantes de equilíbrio são: 
• Para a reação resultante 
aA cC 
• a expressão da constante e equilíbrio é: 
 
Calculando a constante de equilíbrio a partir das concentrações no equilíbrio 
• A maneira mais direta de se determinar a constante de equilíbrio é medir as 
quantidades de reagentes e produtos em uma mistura em equilíbrio 
o Na verdade, você só precisa medir um valor - e então usar estequiometria para 
calcular os outros valores 
• A mistura de equilíbrio pode ter diferentes quantidades de reagentes e produtos, mas o 
valor da constante de equilíbrio será sempre o mesmo; 
o Desde que a temperatura seja mantida constante 
• O valor da constante de equilíbrio é independente dos valores iniciais dos reagentes e 
produtos; 
• Decida qual sentido que a reação prosseguirá; 
o Compare Q e K 
• Defina as variações de cada substância em termos de x 
o Utilize o coeficiente da equação química para o coeficiente de x 
o A variação de x é + para substâncias no lado que reação que prosseguirá 
formando produtos; 
o A variação de x é - para substâncias no lado em que a reação prossegue 
consumindo reagentes; 
• Resolva para x 
o Para equações de 2 ª grau, extrair raízes quadradas de ambos os lados ou 
utilizar a fórmula quadrática ; 
 
KC =
[C]c
[A]a[B]b
 
 
KC
' =
[C]2c
[A]2a[B]2b
 
KC
' = KC( )n
 
 
 
KC1 =
[B]b
[A]a
;KC2 =
[C]c
[B]b
 
 
KC
' =
[C]c
[A]a
 KC
' = KC1.KC2
 
x = −b ± b
2 − 4ac
2a
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o Pode-sesimplificar e/ou aproximar a resposta para constantes de equilíbrio 
muito grandes ou muito pequenas; 
• Quando a constante de equilíbrio é muito pequena, a posição de equilíbrio favorece os 
reagentes 
o para concentrações iniciais de reagentes relativamente grandes, a 
concentração do reagente X não mudará significativamente quando se atingir o 
equilíbrio 
§ [X]equilíbrio = ([X]inicial - ax) ≈ [X]inicial 
o Aproximamos a concentração de equilíbrio do reagente a sua concentração 
inicial; 
o Supondo que a reação prosseguirá no sentido direto; 
• Seja a reação 
I2(g) 2I(g) 
• O valor de KC = 3,76 x 10-5 a 1000 K. se 1,00 mol de I2 é colocado em um frasco de 
2,00 L e aquecido, qual serão as concentrações de [I2] e [I] no equilíbrio? 
• A estequiometria pode ser usada para determinar as concentração de todas as 
espécies no equilíbrio se as concentrações iniciais são conhecidas. 
• No início a concentração de [I2] = 1,00 M, isto é 1 mol/2L; [I] = 0.00 M, 
o Pois ainda não houve formação de produto (condição inicial). 
• Quando a reação se inicia, um mol de I2 gera dois mols de I (segundo a estequiometria 
da reação), logo I2 diminui em x e I aumenta em 2x (condição de variação). 
• Ao atingir o equilíbrio a concentração de I2 diminuiu em 0,5 – x e a de I aumentou em 
2x (condição de equilíbrio). 
Condição [I2] [I] 
Início 0,500 0 
Variação -x +2x 
Equilíbrio 0,500- x 2x 
 
• A constante de equilíbrio para a reação é: 
 
• Substituíndo o valor de x na tabela IVE temos: 
[I2] = 0,500 – 0,00216 = 0,498 M 
[I] = 2(0,00216) = 0,00432 M 
Condição [I2] [I] 
Início 0,500 0 
Variação -x +2x 
Equilíbrio 0,498 0,00432 
 
Perturbando o equilíbrio - Princípio de Le Châtelier 
• Uma vez que uma reação está em equilíbrio, as concentrações de todos os reagentes 
e produtos se mantêm constante; 
• No entanto se as condições são mudadas, as concentrações de todos as espécies 
mudaram até restabelecer o equilíbrio; 
• As novas concentrações serão diferentes, mas a constante de equilíbrio será a mesma; 
o A não ser que se mude a temperatura; 
 
K = [I ]
2
[I2 ]
= 3,76x10−5
Substituindo os valores da tabela IVE na expressão da constante de equilíbrio temos:
3,76x10−5 = (2x)
2
(0,500 − x) ⇒ 3,76x10
−5 (0,500 − x) = 4x2
1,88x10−5 − 3,76x10−5 x = 4x2 ⇒ 4x2 + 3,76x10−5 x −1,88x10−5 = 0
x = −b ± b
2 − 4ac
2a
x = −(3, 76x10
−5 ) ± (3, 76x10−5 )2 − 4(4)(1,88x10−5 )
2(4) = 0,00216
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• O princípio de Le Châtelier nos ajuda a prever o efeito que diversas mudanças nas 
condições tem sobre a posição de equilíbrio; 
• Se um sistema em equilíbrio é perturbado, a posição de equilíbrio se deslocará para 
minimizar essa perturbação; 
Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto 
• Considere o processo de Haber para produção da amônia 
N2(g) + 3NH2(g) 2NH3(g) 
• A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe 
do aumento. 
• A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no 
sentido da diminuição. 
• Para otimizar a quantidade de produto no equilíbrio, é necessário 
inundar o recipiente de reação com reagente (N2(g) + 3NH2(g)) e 
continuamente remover o produto (2NH3(g)). 
o O N2 e o H2 são bombeados para dentro de uma câmara. 
o Os gases pré-aquecidos são passados através de uma 
bobina de aquecimento até a câmara de catalisador. 
o A câmara de catalisador é mantida a 460 - 550 °C sob alta 
pressão. 
o A corrente de gás do produto (contendo N2, H2 e NH3) é 
passada através de um resfriador para uma unidade de 
refrigeração. 
o Na unidade de refrigeração, a amônia se liquefaz enquanto o 
N2 ou o H2 não se liquefazem. 
o O nitrogênio e o hidrogênio que não reagiram são reciclados 
com o novo gás de suprimento N2 e H2. 
• A quantidade de amônia no equilíbrio é otimizada, uma vez que o 
produto (NH3) é continuamente removido e os reagentes (N2 e H2) são 
continuamente adicionados.	
   
Efeito da temperatura sobre a composição no equilíbrio 
• Reações exotérmicas (ΔH < 0) liberam energia e reações endotérmicas (ΔH > 0) 
absorvem energia; 
• Se escrevermos calor (q) como um produto de uma reação exotérmica, ou como 
reagente em uma reação endotérmica, nos ajudará a utilizar princípio de Le Chatelier 
para prever o efeito de alterações de temperatura 
• Para uma reação exotérmica, o calor é um produto de modo que aumentar a 
temperatura é como adicionar calor: 
aA + bB cC + dD + q 
o De acordo com o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai se afastar do calor 
adicionado e a adição de calor a uma reação exotérmica irá diminuir as 
concentrações dos produtos e aumenta as concentrações de reagentes 
diminuindo o valor de K; 
§ A remoção de calor em uma reação exotérmica favorecerá a reação 
direta; 
• Para uma reação endotérmica, o calor é um reagente e o aumento da temperatura é 
como adicionar calor: 
aA + bB + q	
   cC + dD 
o De acordo com o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai se afastar do calor 
adicionado e a adição de calor a uma reação endotérmica irá diminuir as 
concentrações de reagentes e aumentar as concentrações de produtos 
aumentando o valor de K; 
§ A remoção de calor em uma reação endotérmica favorecerá a reação 
inversa; 
 
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• De um modo geral, o aumento da temperatura desloca a reação na direção que produz 
uma transformação endotérmica (absorção de calor) e a queda de temperatura desloca 
na direção que produz uma transformação exotérmica (liberação de calor). 
Efeitos das variações de volume e pressão 
• Para sólidos, líquidos ou soluções, a alteração do tamanho do recipiente não tem efeito 
sobre a concentração, portanto qualquer efeito sobre a posição de equilíbrio; 
• No caso dos gases, diminuindo o volume do recipiente aumentará a pressão total - lei 
de Boyle; 
• Em caso de aumento de pressão total, a pressão parcial de todos os gases aumentará 
- lei de Dalton das pressões parciais; 
• Diminuindo o volume do recipiente, aumenta a concentração de todos os gases - 
mesmo número de mols, volume diferente, resulta em uma diferente molaridade; 
• uma vez que a pressão total aumenta, a posição de equilíbrio se deslocará para 
diminuir a pressão através da remoção de moléculas de gás e se deslocar para o lado 
com menos moléculas; 
• Seja a reação de decomposição: 
N2O4(g) 2NO2(g) 
• Um aumento na pressão (através da diminuição do volume) favorece a formação de 
N2O4 incolor. 
• No instante em que a pressão aumenta, o sistema não está em equilíbrio e a 
concentração de ambos os gases aumentou. 
• O sistema se desloca no sentido de reduzir a quantidade de matéria de gás (assim, 
reação produto favorecida). 
• Um novo equilíbrio é estabelecido no qual a mistura é mais clara porque a formação do 
N2O4 é favorecido. 
Efeito do catalisador 
• Um catalisador diminuirá o tempo gasto para alcançar o equilíbrio. 
• Funciona para as reações direta e inversas; 
• Afeta a velocidade da reação direta e da reação inversa pelo mesmo fator; 
• Um catalisador não afeta a posição de equilíbrio. 
 
 
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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
A auto-ionização da água 
• A água é na verdade um eletrólito extremamente fraco e tem portanto pouquíssimos 
íons presentes isto é, cerca de 1 em cada 10 milhões de moléculas de água forma íons 
através deum processo chamado de auto-ionização; 
H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
• Todas as soluções aquosas contém os íons H3O+ e OH– e suas concentrações são 
iguais na água de modo que, [H3O+] = [OH–] = 10-7 mol/L quando T= 25°C; 
• Para a reação de auto-ionização da água a constante de equilíbrio é dada por: 
 
• O produto das concentrações de H3O+ e OH– é sempre o mesmo número chamado de 
produto iônico da água e é representado por Kw; 
• quando T= 25°C 
o Medindo-se uma das concentrações nos permite calcular a outra; 
• À medida que [H3O+] aumenta a [OH–] deve diminuir de modo a manter o valor do 
produto constante. 
• Todas as soluções aquosas apresentam tanto o íon H3O+ quanto o OH-: 
• Soluções neutras tem iguais concentrações de H3O+ e OH- de modo que [H3O+] = [OH-] 
= 1x10-7 mol/L; 
• Soluções ácidas tem maior concentração de H3O+ do que de OH- de modo que [H3O+] 
> 1x10-7 mol/L e [OH-] < 1x10-7 mol/L; 
• Soluções básicas tem maior concentração de OH- do que de H3O+ de modo que [H3O+] 
< 1x10-7 mol/L e [OH-] > 1x10-7 mol/L; 
 
• Nunca [H+] ou [OH-] será zero; 
 
A escala de pH 
• Na maioria das soluções a [H+] é bem pequena. 
• Definiu-se em 1909 o potencial do íon H+ como sendo: 
 
• [H3O+] = 10-pH 
• Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7. 
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 . 10-7, então o pH < 7; 
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 . 10-7, então o pH > 7; 
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução. 
• A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14. 
• Não há limites teóricos para os valores de pH ou de pOH. 
o pH pode ser negativo (muito ácido) ou maior do que 14 (muito básico); 
 
 
 
KC =
[H3O
+ ][OH− ]
[H2O]
2 K[H2O]
2 = [H3O
+ ][OH− ]
 KW = [H3O
+ ][OH− ] = 1,0x10−14
OH-H+ H+ H
+ H+ H
+
OH-OH-OH-OH-
[OH-]10-14 10-13 10-11 10-9 10-7 10-5 10-3 10-1 100
[H+] 100 10-1 10-3 10-5 10-7 10-9 10-11 10-13 10-14
Acido Base
pH = − log[H 3O+ ] = − log[H + ]
pOH = − log[OH − ]
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• A soma de pH e pOH de uma solução é igual a 14 a 25 oC; 
Revisão sobre algarismos significativos e log 
• Quando se extrai o log de um número escrito em notação científica, o dígito(s) antes da 
vírgula decimal vêm do expoente em 10, e os dígitos depois da vírgula decimal vêm da 
parte decimal do número; 
log (2,0 x 106) = log (106) + log (2,0) = 6 + 0,30303 = 6,30303 ... 
• Uma vez que a parte do número de notação científica que determina os algarismos 
significativos é a parte decimal, os algarismos significativos são os dígitos depois do 
vírgula decimal no log 
log (2,0 x 106) = 6,3 
Medindo o pH - Indicadores 
• Indicadores são substâncias químicas que mudam de coloração dependendo da 
acidez/basicidade da solução; 
• Muitos pigmentos vegetais são indicadores 
• Tornassol 
o Obtido do musgo espanhol; 
o Coloração vermelha em meio ácido, azul em meio básico; 
• Fenolftaleína 
o Presente em alguns laxantes; 
o Coloração rosa em meio básico, incolor em meio ácido; 
• Vermelho de metila 
Força de ácidos e bases 
• Os ácidos fortes mais comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4; 
• Ácidos fortes são eletrólitos fortes, isto é, se ionizam completamente em solução: 
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq) 
• Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos: 
HNO3(aq) + H2O(l) → H+(aq) + NO3-(aq) 
• Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+; 
• Se a concentração em quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol/L, a 
auto-ionização da água precisa ser considerada; 
• Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido; 
• 0,10 mol/L de HCl tem [H3O+] = 0,10 mol/L e pH = 1,00. 
Constante de acidez, KA, e de basicidade, KB 
• Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução resultando em 
mistura de íons e ácido não-ionizado em solução. 
o Assim como as bases fracas; 
• Consequentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio; 
• HA(aq) + H2O(l) A−(aq) + H3O+(aq) 
• Calcular [H3O+] requer resolver um problema de equilíbrio para a reação acima; 
OH-H+ H
+ H+ H+
H+
OH-OH-OH-OH-
[OH-]10-14 10-13 10-11 10-9 10-7 10-5 10-3 10-1 100
[H+] 100 10-1 10-3 10-5 10-7 10-9 10-11 10-13 10-14
pH 0 1 3 5 7 9 11 13 14
pOH 14 13 11 9 7 5 3 1 0
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• A constante de equilíbrio é chamada de, constante de acidez, KA e a força de um ácido 
é medida pelo valor da constante de equilíbrio quando reage com H2O; 
o Quanto maior Ka, mais forte é o ácido; 
• Os ácidos polipróticos apresentam mais de um hidrogênio ionizável de modo que 
cada ionização sucessiva tem sua constante de acidez, Ka . 
• Estes ácidos funcionam como uma mistura de ácidos: A primeira ionização inibe a 
segunda, etc. 
• Para o H3PO4: 
o H3PO4(aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + H2PO4-(aq) 
o H2PO4-(aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + HPO42-(aq) 
o HPO42-(aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + PO43-(aq) 
• As bases fracas removem prótons das substâncias; existindo um equilíbrio entre a 
base e os íons resultantes: 
 
• A constante de dissociação da base, KB, é definida como: 
 
• As bases geralmente têm pares isolados ou cargas 
negativas para atacar os prótons. 
• As bases fracas mais neutras contêm nitrogênio. 
• As aminas estão relacionadas com a amônia e têm uma 
ou mais ligações N-H substituídas por ligações N-C (por 
exemplo, CH3NH2 é a metilamina). 
• Os ânions de ácidos fracos também são bases fracas. 
Exemplo: OCl- é a base conjugada do HOCl (ácido fraco): 
 
 
 
 
KA =
[A− ][H3O
+ ]
[HA]
 KA
'
 KA
''
 KA
'"
 
KB =
[BH + ][OH− ]
[B]
Constantes de ionização para alguns ácidos e bases fracas
Ácido
ácido iódico
ácido cloroso
ácido cloroacético
ácido nitroso
ácido fluorídrico
ácido fórmico
ácido benzóico
ácido hidrazóico
ácido acético
ácido hipocloroso
çido cianídrico
fenol
peróxido de hidrogênio
Base
dietilamina
etilamina
amônia
hidroxilamina
piridina
anilina
Amônia Metil amina Piridina
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Relação entre KA e KB 
• Para um par ácido-base conjugado 
 
• Quanto maior o valor de KA, menor será o valor de KB de modo que KW permaneça 
constante (10-14). 
• Quanto mais forte o ácido, mais fraca a base conjugada. 
• Tomando o negativo dos logaritmos: 
 
Fatores que afetam a força ácida 
• Considere o ácido binário (mineral) H-X. 
• Para que esta substância seja um ácido, é necessário que: 
o A ligação H-X seja polar com Hδ+ e Xδ- 
§ se X é um metal a substância é uma base; 
o A ligação H-X seja fraca o suficiente para ser quebrada, 
• A força de um ácido aumenta ao longo de um período e 
descendo em um grupo. 
o Com o aumento da eletronegatividade do elemento 
X; 
• De modo inverso, a força da base diminui ao longo de um 
período e descendo em um grupo.	
   
• Para óxi-ácidos H-O-Y: 
• Aumenta a força conforme a eletronegatividade do 
átomo, Y, aumenta; 
• Aumenta da força conforme o número de átomos de 
oxigênio ligados aoátomo, Y, aumenta. 
• Indução eléctrica através do átomo central enfraquece 
força da ligação com o H+; 
	
   
Simplificações nos cálculos de pH; 
• Ex: Determine o pH de uma solução 0,1 mol/L de HC2H3O2 (KA = 1,8x10-5) 
• Utilizando as concentrações iniciais temos que: 
 
• A constate de acidez, KA, será dada por: 
 
• Como ácido acético é um ácido fraco devemos fazer algumas considerações: 
 KW = KAxKB
 pKW = pKA + pKB
δ+
δ-
δ+
δ-
HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
I
V
E
0.1M N/A 0 0
-x +x +x
(0.1-x)≈0.1 0 x
-x
x
 
KA =
[C2H3O2
− ][H3O
+ ]
[HC2H3O2 ]
=
x2
0,1− x
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1. Se o KA para a reação é pequeno, a variação para atingir o equilíbrio (termo x) é 
pequena (menos de 5% do valor da concentração inicial) 
2. Em termos binomiais, o termo variável x pode ser desprezado em favor da 
concentração (constante). 
• De modo que 0,1 – x ≈ 0,1 então: 
 
 
Percentual de ionização 
• Um outro modo de medir a força de ácidos é determinando a porcentagem de 
moléculas que se ionizam quando o ácido é dissolvido em água (porcentual de 
ionização); 
 
• Quanto maior for o percentual de ionização, mais forte é o ácido; 
Importante: 
• O descarte do termos binomiais em x geralmente funciona quando a concentração do 
binômio é > 400KA; 
• Se o valor de x > 5% da concentração inicial, faz com que nos deparemos com uma 
expressão mais complicada 
• Se a expressão pode ser reduzida para a forma 
ax2 + bx + c = 0 
• pode ser resolvido explicitamente como uma equação quadrática. 
 
Neutralização ácido-base – Titulação 
• Titulação: Técnica na qual consiste na adição de um substância (titulante) a uma 
quantidade conhecida de outra substância (titulado) até que se alcance os 
requerimentos estequiométricos. 
• Ponto de equivalência: O ponto da reação em que tanto o ácido quanto a base foram 
consumidos. 
• Não há ácido ou base em excesso. 
• Ponto final: O ponto no qual o indicador muda de cor. 
• Titulante: A solução conhecida adicionada à solução de concentração desconhecida. 
• Curva de titulação: O gráfico de pH vs. volume. 
 
 
 
KA =
x2
0,1− x
=
x2
0,1
= 0,1x1,8x10−5 = 1,34x10−3 = [H3O
+ ]
pH = − log 1,34x10−3( ) = 2,87
 
% = molaridade de ácido ionizado
molaridade inicial de ácido
x100% =
[H3O
+ ]equilíbrio
[HA]inicial
x100%
Antes do ponto de equivalência
(H3O+ em excesso)
pH inicial
Após o ponto de equivalência
(OH- em excesso)
Ponto de equivalência
(pH = 7,0
Volume de NaOH adicionado (mL)
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Na titulação de um ácido forte com uma base forte 
• O pH tem um valor baixo no início. 
• O pH varia lentamente até logo antes do ponto de equivalência. 
• O pH sobe abruptamente talvez 6 unidades por adição de 0,1 mL de titulante. 
• O pH sobe lentamente de novo. 
• Qualquer indicador ácido-base pode ser usado desde que a mudança de cor ocorra 
entre pH 4 e 10. 
o No caso de ácidos polipróticos teremos um ponto de equivalência para cada 
hidrogênio ionizável (ver gráfico). 
• As reações de neutralização ácido-base produzem pares 
conjugados. 
o Ácidos fortes + bases fortes → sais neutros 
o Ácidos fracos + bases fortes → sais básicos 
o Ácidos fortes + bases fracas → sais ácidos 
o Ácidos fracos + bases fracas → sais anfóteros 
o Deve-se observar KA vs KB para identificar a 
dominância entre ácido ou básico. 
• Sais de ácidos polipróticos são anfóteros e na sua grande 
maioria são básicos em meio aquoso. 
 
Ex. Uma solução de NaHCO3 é provavelmente ácida ou 
básica? 
NaHCO3 é um sal neutro anfótero. KA = 4,7×10-11; 
 KB = 10-14/4,5×10-11 = 2,22×10-4. 
Como KB > KA, o sal é básico em água. 
 
Solução tampão 
• Resulta de uma combinação de um ácido fraco com sua base 
conjugada. 
• Um tampão funciona aplicando o princípio de Le Châtelier para 
um equilíbrio ácido fraco. 
• Uma solução tampão contém quantidades significativas de 
moléculas de um ácido fraco, HA, estas moléculas reagem 
com a base adicionada para neutralizá-la. 
• Pode-se pensar também no H3O+ se combinando com OH- par 
formar H2O; o H3O+ é substituído deslocando-se o equilíbrio 
• A solução tampão também contém quantidades significativas 
da base conjugada A-, estes íons se combinam com o ácido 
adicionado para formar mais HA e manter a concentração de H3O+ constante. 
• São um caso especial do efeito do íon comum (a presença da base conjugada inibe a 
ionização do ácido de Brønsted) 
HA(aq) + H2O(l) A−(aq) + H3O+(aq) 
• Adicionando-se um sal contendo o ânion, A-, que é a base conjugada do ácido (o íon 
comum) desloca o equilíbrio para a esquerda fazendo com que o pH seja maior do que 
o pH da solução ácida baixando assim, a concentração do íon H3O+. 
• A variação nas concentrações dos pares do tampão não se desviam muito das suas 
concentrações iniciais. 
Ex: Qual é o pH de um tampão feito pela combinação 0,1 M HC2H3O2 (KA = 1,8 x 10-5) 
e 0,2 M NaC2H3O2? 
 
KW = KAxKB ⇒KB =
Kw
KA
 
Ácido fraco Base conjugada
ácido acético
HC2H3O2
acetato de sódio
NaC2H3O2
solução tampão
pH inicial
1o. ponto de 
equivalência
Volume de NaOH adicionado (mL)
2o. ponto de 
equivalência
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• O cálculo do pH de uma solução tampão pode ser simplificado usando uma equação 
derivada da expressão de KA chamada de equação de Henderson-Hasselbalch. 
• A equação calcula o pH de uma solução tampão a partir do Ka e das concentrações 
iniciais do ácido fraco e da base conjugada. 
 
 
• resolvendo para H3O+: 
 
• mas –log[H3O+] = pH e –log(KA) = pKA 
 
Para o exemplo anterior, calcule o pH usando a equação de Henderson-Hasselbach. 
 
• Tampões podem ser também obtidos misturando uma base fraca (B), com um sal 
solúvel de seu ácido conjugado H:B+Cl. 
B:(aq) + H2O(l) H:B+(aq) + OH−(aq) 
Ex: H2O(l) + :NH3(aq) NH4+(aq) + OH−(aq) 
 
Características de um tampão 
• Um bom tampão deve ser capaz de neutralizar quantidades moderadas de um ácido 
ou base adicionado. 
o No entanto, há um limite para quanto pode ser adicionado antes que o pH 
mude significativamente. 
• Um tampão será mais efetivo quando a razão [base]/[ácido] ≈1 
o Concentrações equimolares de ácido e base. 
• O tampão será efetivo se a razão estiver entre 
0,1 < [base]/[ácido] < 10 
• A faixa de ação do tampão é a faixa de pH na qual o tampão é efetivo. 
• Utilizando a faixa de efetividade de um tampão e substituindo estes valores na 
equação de Henderson-Hasselbalch podemos calcular o pH máximo e mínimo no 
qual o tampão será efetivo. 
HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)HC2H3O2 + H2O↔ H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)
I
V
E
0.1M N/A 0 0.2
-x +x +x
(0.1-x) ≈ 0.1 0 x
-x
(0.2+x)≈0.2
 
KA =
0,2x
0,1
= 9,0x10−6 = [H3O
+ ]
pH = − log 3,0x10−6( ) = 5,05
 
HA(aq) +H2O( l ) H3O(aq)
+ + A(aq)
−
 
HA(aq) +H2O( l ) H3O(aq)
+ + A(aq)
−
KA =
[H3O
+ ][A− ]
[HA]
⇒ log(KA) = log[H3O
+ ]+ log [A
− ]
[HA]
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
 
− log[H3O
+ ] = − log(KA) + log
[A− ]
[HA]
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
 
pH = pKA + log
[A− ]
[HA]⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
 
pH = pKA + log
[A− ]
[HA]
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
= − log(1,8x10 − 5) + 3,01= 5,05
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• da equação verificamos que o pH mínimo = pKA – 1 e o pH máximo = pKA + 1; 
o Ou seja, a faixa de efetividade do tampão será dada por pKa ± 1. 
• Ao se escolher um ácido para preparar um tampão, escolhe-se aquele no qual o pKa 
seja o mais próximo possível do pH do tampão a ser preparado. 
• A capacidade tamponante representa a quantidade de ácido ou base que pode ser 
adicionada ao tampão sem prejudicar sua efetividade. 
• A capacidade tamponante aumenta com o aumento da concentração absoluta dos 
componentes do tampão. 
• À medida que a razão [base]/[acido] se aproxima da unidade, melhora-se a habilidade 
do tampão em neutralizar tanto o ácido quanto a base adicionada. 
o Tampões que necessitam neutralizar ácidos normalmente apresentam [base] > 
[ácido]. 
o Tampões que necessitam neutralizar bases normalmente apresentam [ácido] > 
[base]. 
 
 
 
pH = pKA + log
[A− ]
[HA]
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
 pH = pKA + log(0,1) e pH = pKA + log(10)
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EQUILÍBRIO IÔNICO E SOLUBILIDADE 
• Nenhum sal descrito anteriormente como insolúvel é realmente totalmente insolúvel. 
o Porém, muitos compostos têm solubilidade tão baixa em água que os 
classificamos como insolúveis. 
• Ao colocarmos uma quantidade de um sal insolúvel em água, uma pequena 
quantidade se dissolverá. Em uma solução saturada se estabelece o seguinte 
equilíbrio no caso do AgCl. 
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 
• O equilíbrio se estabelece entre o AgCl não dissolvido e seus íons em solução. 
• Para um sólido iônico MnXm, a reação de dissociação é dada por: 
MnXm(s) nMm+(aq) + mXn−(aq) 
• A lei de Ação das massas será: 
• Para o exemplo do AgCl a lei de Ação das massas para este equilíbrio é dada por: 
 
• A constante de equilíbrio é chamada de constante de produto de solubilidade (Kps), 
uma vez que o sistema é um equilíbrio de solubilidade e a constante é igual ao produto 
de concentrações de íons. 
• O equilíbrio que governa a dissolução de um composto iônico em água é chamado de 
“produto de solubilidade” e corresponde a reação na qual o sólido iônico se dissocia 
para formar íons aquosos. 
• A solubilidade das substâncias muda com a temperatura, por isso o valor de Kps 
aplica-se apenas à temperatura a qual a constante foi determinada. 
 
• Solubilidade molar: representa a quantidade de sólido (em mols/L) dissolvido em 
água no equilíbrio. 
o Em uma dada temperatura. 
o A molaridade do soluto dissolvido em uma solução saturada 
• Para determinar a solubilidade molar: 
• escrever a reação de solubilidade 
• use a expressão de ação de massas e KC para determinar este valor. 
• pressupõe que haja algum sólido, mas que a quantidade não é importante porque, um 
sólido, não é incluído na expressão de ação de massas. 
• Qual a solubilidade molar do AgCl a 25 oC (KPS = 1,8x10-10)? 
 
 
Kps = [Mm+ ]n[Xn− ]m
Kps =
[Ag+ ][Cl− ]
1 = [Ag
+ ][Cl− ]
fluoreto de bário
sulfato de bário
carbonato de cálcio
hidróxido de cálcio
sulfato de cálcio
sulfeto de cobre (II)
carbonato de ferro (II)
hidróxido de ferro (II)
sulfeto de ferro (II)
cloreto de chumbo (II)
brometo de chumbo (II)
sulfato de chumbo (II)
cabonato de magnésio
hidróxido de magnésio
cloreto de prata
cromato de prata
brometo de prata
iodeto de prata
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  QUÍMICA	
  GERAL	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
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  CRUZ]	
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Qual a solubilidade molar do Ca3(PO4)2 a 25 oC (KPS = 2,0x10-29)? 
 
Efeito do íon comum 
• A adição de sal solúvel que contém um dos mesmos íons do sal insolúvel, diminui a 
solubilidade do sal insolúvel. 
• Por exemplo, a adição de NaCl ao equilíbrio de solubilidade do PbCl2 sólido diminui 
sua solubilidade 
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl−(aq) 
• A adição de Cl− desloca o equilíbrio para a esquerda. 
Precipitação 
• A precipitação ocorrerá quando a concentração dos íons 
exceder a solubilidade do composto iônico 
• Se compararmos o quociente reacional, Q, para as 
concentrações atuais da solução com o valor do Kps, 
podemos determinar se a precipitação ocorrerá. 
o Q = Kps, a solução é saturada, sem precipitação. 
o Q < Kps, a solução é insaturada, sem 
precipitação. 
o Q > Kps, a solução está acima da saturação, o sal acima da saturação 
precipitará. 
• Algumas soluções com Q > Kps não precipitarão ao não ser que sejam perturbadas – 
estas são chamadas de soluções supersaturadas. 
• Uma solução contendo vários cátions diferentes podem normalmente ser separadas 
através da adição de um reagente que irá formar um sal insolúvel com um dos íons, 
mas não com os outros. 
• Um reagente pode precipitar com mais de um dos cátions, contanto que os valores dos 
seus Kps sejam significativamente diferentes. 	
  	
  
1.3 x 10-5 M
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 
I } 0 0
V -s +s +s
E N/A s s
Kps = s2= 1.8 × 10-10
7.1 ×10-7 M
I } 0 0
V -s +3s +2s
E N/A 3s 2s
Ca3(PO4)2 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) 
Kps = (3s)3(2s)2 = 2,0 x10-29
 
ocorre precipitação se
 Q > Ksp
uma solução supersaturada 
precipitará se um cristal semente 
for adicionado