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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
ANA OLIVIA PINHEIRO SILVA
CLARA CAMPOS DOS SANTOS
ILHÉUS-BAHIA 
2016 
Ana Olivia
Texto digitado
A
Ana Olivia
Texto digitado
ARTHUR LAUTON SILVA
Ana Olivia
Texto digitado
RUAN FONTANA LIMA
i 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ..................................................................................................... 1 
2 OBJETIVOS .......................................................................................................... 3 
3 PARTE EXPERIMENTAL .................................................................................. 3 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO ........................................................................... 8 
6 CONCLUSÃO ..................................................................................................... 18 
7 REFERÊNCIAS .................................................................................................. 18 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
1 INTRODUÇÃO 
No equilíbrio químico, a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa 
são iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos são constantes. Esse estado da 
reação pode ser atingido por vários caminhos, havendo mais reagentes ou mais produtos na 
situação inicial. 
Quando o equilíbrio químico é atingido, a reação parece ter terminado, não há 
mudança de coloração na mistura e nem desprendimento de gás (alguns fatores que 
evidenciam a ocorrência de uma reação). Entretanto ele é um estado dinâmico, a mesma taxa 
em que reagentes estão sendo transformados em produtos, os produtos estão sendo 
convertidos em reagentes. 
Para que o equilíbrio químico seja alcançado, a reação deve ser reversível, ocorrer em 
um sistema fechado e haver todos os reagentes ou todos os produtos disponíveis para reagir. 
As reações reversíveis são aquelas nas quais se pode chegar ao estado inicial a partir 
do estado final, é indicado por uma seta dupla como mostrado na eq. (1) a seguir. 
𝑎𝐴(𝑎𝑞) + 𝑏𝐵(𝑎𝑞) ⇌ 𝑐𝐶(𝑎𝑞) + 𝑑𝐷(𝑎𝑞) (1) 
De acordo com principio de Le Chatelier, quando uma força atua sobre um sistema em 
equilíbrio, esse equilíbrio é deslocado no sentido de anular essa força. Os fatores que são 
capazes de deslocar o equilíbrio são: a adição ou a remoção de reagentes ou produtos, a 
alteração da pressão e conseqüentemente no volume, e a variação de temperatura. 
As reações endotérmicas são favorecidas pelo aumento de temperatura, e as 
exotérmicas pelo resfriamento. 
O estudo do equilíbrio químico mostra-se importante comercialmente, no controle do 
rendimento de reações de interesse para o ser humano. A amônia tem grande importância na 
indústria armamentista e na produção de fertilizantes. O processo de Haber foi criado para a 
síntese da amônia, representada a seguir. 
 
𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 ⇋ 2𝑁𝐻3 𝑔 Δ𝐻 = −92,22 
Para aumentar a velocidade dessa reação, ela é realizada a elevadas temperaturas, em 
torno de 500ºC, e utiliza-se um catalisador. Como a reação é exotérmica, o aumento da 
2 
 
temperatura diminui a taxa de conversão de amônia, para compensar essa diminuição, ela é 
realizada a alta pressão, já que a quantidade de matéria é menor. 
A constante de equilíbrio 𝐾𝑒𝑞 para uma reação química da forma da eq.(1) é dada pela 
eq.(2). 
𝐾𝑒𝑞 =
 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
 (2) 
Observe que a constante de equilíbrio não depende do mecanismo da reação, mas dos 
coeficientes estequiométricos presentes na equação química balanceada. O 𝐾𝑒𝑞 deve vir 
acompanhado da equação química e da temperatura a qual esse se refere. 
Para ácidos e bases fracas existe a constante de dissociação ácida, 𝐾𝑎 , e a constante de 
dissociação básica, 𝐾𝑏 , respectivamente. Para ácidos e bases fortes não faz sentido considerar 
essas grandezas, já que a concentração de 𝐻+ e 𝑂𝐻− é a mesma que a concentração dos 
ácidos e das bases, respectivamente, pois se considera 100% de dissociação. 
O produto iônico ou constante de ionização da água 𝐾𝑤 é dado pela eq.(3): 
 
𝐾𝑤 = 𝐻
+ 𝑂𝐻− (3) 
 
Na temperatura de 25ºC, 𝐾𝑤 = 1,0 × 10
−14 . 
O pH significa potencial hidrogeniônico e permite classificar as soluções em ácidas, 
neutras ou alcalinas, ele é definido pela eq.(4). 
𝑝𝐻 = − log 𝐻+ (4) 
Uma solução é considerada neutra quando possui pH igual a 7. Soluções com pH 
maior que este são consideradas básicas, e com pH menor, ácidas. A maioria dos compostos 
apresentam pH entre 0 e 14 , porém é possível encontrar valores fora dessa faixa. 
O pH pode ser medido por meio de aparelhos denominados pHmetros, que associam a 
condutividade elétrica da solução com seu pH, ou indicadores de ácido-base, que mudam de 
coloração dependendo da acidez do meio. 
𝐻𝐼𝑛𝑑 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐼𝑛𝑑
− 𝑎𝑞 + 𝐻3𝑂
+(𝑎𝑞) 
Em meio ácidos sofrem mudanças estruturais que afetam a absorção de luz e 
consequentemente a cor externada. 
Alguns indicadores comumente usados no laboratório são a fenolftaleína, o azul de 
bromotimol e o alaranjado de metila. A relevância das informações fornecidas por um 
indicador depende as características da solução. 
3 
 
2 OBJETIVOS 
 Estudar os deslocamentos ocorridos no equilíbrio químico em função da temperatura e 
concentração dos reagentes e produtos; 
 Verificar experimentalmente o Princípio de Le Chatelier; 
 Determinar o pH de soluções usando indicadores ácido-base. 
 
3 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Materiais Utilizados 
3.1.1 Procedimento experimental 1 
 Cadinho; 
 Pinça metálica; 
 Pinça de madeira; 
 Almofariz e pistilo; 
 Bico de Bunsen; 
 Vidro de relógio; 
 Tripé de ferro e placa de amianto; 
 Proveta 50 mL; 
 4 tubos de ensaio; 
 Bécker de 200 mL; 
 Becker 50 mL; 
 Balão volumétrico 50 mL; 
 Balança analítica; 
4 
 
 Espátula; 
 Sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O) P.A.; 
 Cloreto de cobalto (II) (CoCl2) P.A.; 
 Etanol; 
 Água destilada. 
 
3.1.2 Procedimento experimental 2 
 12 tubos de ensaio; 
 4 pipetas graduadas 5 mL; 
 Pipetas de Pasteur; 
 Beckers 50 mL; 
 Solução contendo íon dicromato (Cr2O7
2-
) 0,1 mol/L; 
 Solução contendo íon dicromato (Cr2O7
2-
) 0,025 mol/L; 
 Solução contendo íon cromato (CrO4
2-
) 0,1 mol/L; 
 Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L; 
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L; 
 Solução de BaCl2. 
3.1.3 Procedimento experimental 3 
 Acetato de amônio (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4); 
 Acetato de sódio (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎); 
 Água destilada; 
5 
 
 Béqueres; 
 Bicarbonato de sódio (𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3); 
 Carbonato de sódio (𝑁𝑎2𝐶𝑂3); 
 Cloreto de amônio (𝑁𝐻4𝐶𝑙); 
 Cloreto de sódio (𝑁𝑎𝐶𝑙); 
 Estante de tubos de ensaio; 
 Fosfato ácido de amônio (𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4); 
 Pipetas de Pasteur; 
 Proveta; 
 Tubos de ensaio. 
3.2 Métodos Utilizados 
3.2.1 Procedimento experimental 1 
Experimento 1.1- Observação da reversibilidade das reações 
Com o auxílio de uma espátula, adicionou-se cerca de 1,0 g de CuSO4.5H2O ao 
almofariz, triturando-o com o pistilo. Transferiu-se o conteúdo triturado ao cadinho e levou-se 
este ao aquecimento no tripé montado sobre o bico de Bunsen previamenteaceso. Aqueceu-se 
o cadinho até o desaparecimento da cor azul. Retirou-se o cadinho do aquecimento e após o 
seu resfriamento deste, adicionou-se cerca de 0,5 mL de água com a pipeta de Pasteur. 
Anotaram-se todos os resultados observados. 
Experimento 1.2- Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do 
equilíbrio 
Pesou-se 1,0005g de CoCl2 em uma balança analítica usando um vidro de relógio 
previamente tarado. Transferiu-se a massa pesada para o béquer de 50 mL dissolvendo o 
sólido com cerca de 20 mL de etanol. Transferiu-se a mistura para o balão volumétrico 50 
mL, completou-se o conteúdo e homogeneizou-se. 
6 
 
Tomaram-se quatro tubos de ensaio rotulando-os de 1 a 4. 
No tubo 1 fora adicionado, com o auxílio de uma proveta, cerca de 2,0 mL da solução 
anteriormente preparada e reservou-se. No tubo 2 foram adicionados 10,0 mL da solução 
hidro-alcoólica de CoCl2 e com o auxílio de uma pipeta de Pasteur adicionou-se 8 gotas de 
água destilada até a solução se tornar rósea. Para o tubo 3 fora transferido cerca de 2,0 mL da 
solução obtida no tubo 2 e reservou-se. Aqueceu-se o restante da solução do tubo 2 em banho-
maria até que esta mudou a sua coloração. No tubo 4 fora adicionado 2,0 mL da solução do 
tubo 2 depois de aquecida e então esta fora resfriada em água corrente da torneira. 
Compararam-se as soluções obtidas. Anotaram-se todos os resultados observados. 
 
3.2.2 Procedimento experimental 2 
Experimento 2– Caracterização do estado de equilíbrio do sistema 
 
Tomaram-se doze tubos de ensaio rotulando-os de 1 a 12. Com o auxílio de pipetas graduadas 
5 mL e de pipetas de Pasteur foram transferidas as soluções: 
 Tubo 1: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 1 mL 
da solução NaOH 1 mol/L; 
 Tubo 2: Transferiu-se 2 mL da solução de cromato 0,1 mol/L e adicionou-se 1 mL da 
solução NaOH 1 mol/L; 
 Tubo 3: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e 1 mL da solução 
HCl 1 mol/L; 
 Tubo 4: Transferiu-se 2 mL da solução de cromato 0,1 mol/L e 1 mL da solução HCl 1 
mol/L; 
 Tubo 5: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 0,5 mL 
da solução NaOH 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 1 mL de solução HCl 1 mol/L. 
 Tubo 6: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 0,5 mL 
da solução HCl 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 1 mL de solução NaOH 1 mol/L. 
 Tubo 7: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 5 gotas 
de solução BaCl2 1 mol/L. 
7 
 
 Tubo 8: Transferiu-se 2 mL da solução de cromato 0,1 mol/L e adicionou-se 5 gotas 
de solução BaCl2 1 mol/L. 
 Tubo 9: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 0,5 mL 
da solução NaOH 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 4 gotas da solução BaCl2 1 
mol/L. 
 Tubo 10: Transferiu-se 2 mL da solução de cromato 0,025 mol/L e adicionou-se 0,5 
mL da solução NaOH 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 4 gotas da solução BaCl2 1 
mol/L. 
 Tubo 11: Transferiu-se 2 mL da solução de dicromato 0,1 mol/L e adicionou-se 1,0 
mL da solução HCl 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 4 gotas da solução BaCl2 1 
mol/L. 
 Tubo 12: Transferiu-se 2 mL da solução de cromato 0,025 mol/L e adicionou-se 1,0 
mL da solução HCl 1 mol/L. Agitou-se e adicionou-se 4 gotas da solução BaCl2 1 
mol/L. 
Todas as etapas foram observadas e anotadas todos os seus resultados. 
 
3.2.3 Procedimento experimental 3 
Experimento 3 – Determinação da faixa de pH 
Adicionou-se em diferentes tubos de ensaio 2 mL de 𝐻2𝑂 , 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝑁𝐻4𝐶𝑙, 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎, 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4, 𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4, 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3, 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 e, depois acrescentou-se 4 mL 
de água destilada em cada um deles. Determinou-se o pH das soluções usando duas gotas dos 
indicadores: azul de bromotimol, alaranjado de metila e fenolftaleína. 
 
 
8 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Experimento 1.1 - Observação da reversibilidade das reações 
 
O CuSO4.5H2O quando fora triturado apresentava coloração azul. Ao se levar o 
cadinho que o continha ao aquecimento, observou-se que este começou a perder a coloração 
anterior passando a se apresentar branco. Ao findar o aquecimento e adicionando-se a água, 
observou-se que o conteúdo voltou a ficar azulado. 
A mudança de coloração se deve ao fato de que o sulfato de cobre em sua forma penta 
hidratada (CuSO4.5H2O), se apresenta com a cor azul devido à presença da água. Ao ser 
aquecido o sulfato de cobre é desidratado e perdendo esta água constituinte também muda a 
cor característica e passa a ser branco, caracterizando o composto CuSO4 em sua forma 
desidratada. Ao se adicionar água novamente, ocorre a reação inversa e o composto voltando 
a ficar hidratado, passa novamente a apresentar a sua cor inicial, azulada. A reação ocorrida 
fora da seguinte forma: 
CuSO4.5H2O ⇌ CuSO4 + 5H2O 
 
A reação é representada com duas meias-setas para simbolizar a reversibilidade da 
reação, ou seja, que esta pode tanto acontecer no sentido de hidratação quanto de 
desidratação, no caso analisado. 
 
Experimento 1.2- Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do 
equilíbrio 
 
No tubo 1, observou-se que a solução apresentava uma coloração azul marinho de tom 
forte. 
No tubo 2, observou-se que ao se adicionar a água destilada a solução começou a 
mudar a sua cor até chegar à apresentara a cor rosa. 
No tubo 3, tendo sido transferido a solução obtida no tubo 2, a sua coloração inicial 
era rósea, porém ao ser aquecido em banho-maria, a solução passou a apresentar a coloração 
azul, com o mesmo tom que a solução contida no tubo 1. 
No tubo 4, fora observado que a solução após o resfriamento, a solução passou a 
apresentar a coloração azul, porém com o tom mais fraco que a solução contida no tubo 1. 
A solução obtida no experimento era uma solução hidro-alcoólica de cloreto de 
cobalto (II) sendo o seu equilíbrio descrito pela equação química: 
9 
 
𝐶𝑜(𝐻2𝑂)4𝐶𝑙2 + 2𝐻2𝑂 ⇌ [𝐶𝑜(𝐻2𝑂)6]
2+ + 2𝐶𝑙− 
 
Tal solução apresentava uma coloração azul em seu equilíbrio. 
No tubo 2, ao ser adicionado a água destilada a solução mudou a sua coloração. A 
partir da equação química anterior, se observa que a adição de água perturbou o equilíbrio do 
sistema, fazendo-o favorecer a formação de produtos a fim de não alterar a sua constante de 
reação. O equilíbrio então fora deslocado para a direita sendo que esta mudança fora a 
responsável pela mudança da cor pelo aumento do número de íons [𝐶𝑜(𝐻2𝑂)6]
2+. 
Ao se aquecer o tubo de ensaio rotulado como 3, a solução voltou a se apresentar na 
cor azul, tal como o coloração inicial no tubo 1. Isto se deve ao fato de que a temperatura é 
um fator de mudança da constante de reação. Como o tempo de aquecimento não fora o 
suficiente para causar a evaporação da água adicionada à solução, então se entende que o 
equilíbrio fora deslocado para o que apresentava inicialmente mesmo com o excesso de água 
presente. Ou seja, como na reação anterior fora favorecida a formação dos produtos, nesta 
etapa fora favorecido o seu retorno. 
Resfriando-se o tubo, a solução passou a apresentar a coloração rosa uma vez que a 
temperatura fora restabelecida ao valor ambiente, tal como no tubo 2. A situação de equilíbrio 
do sistema voltou ao seu valor inicial. 
 
Experimento 2– Caracterização do estado de equilíbrio do sistema 
As reações foram analisadas em pares na mesma ordem apresentada nos 
procedimentos. A solução inicial contendo o íon dicromato possuía, em todos os tubos, a 
coloração alaranjada, enquanto as soluções contendo o íon cromato se apresentavam, em 
todos os tubos, com a coloração amarelada.Observou-se para o tubo 1 que após a adição da solução de NaOH 1 mol/L a solução 
inicialmente laranja mudou a sua cor para amarelo. Enquanto que no tubo 2, com a adição da 
solução alcalina, a coloração apresentada continuou sendo a laranja. 
Este efeito observado se deve ao fato de que a reação ocorrente nos sistemas pode ser 
descrita pela equação química simplificada: 
2𝐶𝑟𝑂4
2− + 2𝐻3𝑂
+ ⇌ 𝐶𝑟2𝑂7
2− + 3𝐻2𝑂 
10 
 
Com a adição da solução alcalina no tubo 1, o pH do meio fora aumentado. Para 
manter o equilíbrio, este fora deslocado para o sentido inverso da reação apresentada, ou seja, 
favorecendo a formação de íons cromato. Tal fato é evidenciado pela mudança da cor laranja 
para amarelo. No tubo 2, com a presença da solução alcalina, o equilíbrio da mesma forma 
seria deslocado para a esquerda, porém a espécie íon cromato já sendo presente não houve 
alteração perceptível na cor da solução resultante. 
No tubo 3 fora observado que com a adição da solução ácida, a solução contendo íons 
dicromato continuou laranja enquanto que no tubo 4, ao ser adicionado o ácido, a solução 
passara da cor amarela para a cor laranja. 
O efeito observado para os tubos 3 e 4 foram inversos aos observados para os tubos 1 
e 2. Com a adição da solução ácida no tubo 3, o valor de pH do meio baixou e para 
reestabelecer o equilíbrio seria necessário o deslocamento deste para a direita, no sentido de 
formação do íon dicromato. Porém como a solução já era predominante deste composto, o 
deslocamento não fora observado com a mudança de cor, fazendo com que a solução 
continuasse laranja. Tal efeito de deslocamento de equilíbrio já fora observado no tubo 4, uma 
vez que a presença de cátions no meio favorece a conversão do íon cromato em dicromato. 
Sendo a solução de íons cromato de coloração amarela, com a mudança de equilíbrio, esta 
passou a apresentar a cor laranja evidenciando a formação dos íons dicromato. 
Para os tubos 5 e 6, os efeitos observados foram mistos. No tubo 5, ao se adicionar a 
solução de NaOH, a solução passara a apresentar a cor amarela, porém ao se adicionar a 
solução de HCl esta voltou a se apresentar laranja. No tubo 5, ao se adicionar o NaOH a 
solução também ficou amarela, mas ao se adicionar a solução ácida, a solução apresentara cor 
entre laranja e amarelo. 
No tubo 5, a mudança de coloração inicial possui a mesma explicação que para o 
ocorrido para o tubo 1. Ao se adicionar a solução ácida, o pH que havia sido alterado 
positivamente, é alterado novamente, mas negativamente. Isto se deve ao fato de que uma 
segunda reação, de neutralização, é ocorrida no meio, esta é representada pela equação a 
seguir: 
𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻− 𝑎𝑞 → 𝐻2𝑂(𝑙) 
11 
 
Como a relação estequiométrica 1:1 não é obedecida, ao fim da adição do ácido, 
mesmo com o processo de neutralização, ocorre a presença do excesso de cátions, fazendo 
com que o equilíbrio seja deslocado à direita novamente restabelecendo a cor laranja da 
solução. 
O semelhante ocorre para o tubo 6. Sendo adicionada a solução ácida, a solução 
continua sendo laranja, como no tubo 2, porém com a adição da solução básica a solução 
passou a ficar predominantemente amarela. Este fato é devido ao excesso da solução alcalina 
ao fim do processo, uma vez que este fora adicionado na proporção 2:1 enquanto a relação 
estequiométrica era de 1:1. Tendo findado a reação de neutralização o meio ficou com o pH 
básico. Tem-se então que o equilíbrio fora deslocado primeiramente para a esquerda e depois 
para a direita, porém com maior intensidade. 
Para os tubos 7 e 8 foram observados a formação de um precipitado ao fim da adição 
da solução de BaCl2. Para o tubo 7, a formação de precipitado não fora tão intensa quanto a 
formação ocorrida no outro tubo. A reação de precipitação ocorrida pode ser descrita por: 
𝐶𝑟𝑂4
2−(𝑎𝑞) + 2𝐵𝑎+(𝑎𝑞) ⇌ 𝐵𝑎2𝐶𝑟2𝑂4(𝑠) 
Como a reação ocorre entre os íons cromato e os íons bário presente em solução, para 
o tubo 7 a observação fora insignificante pois não havia concentração alta das espécies íons 
cromato em solução. Porém para o tubo 8, onde a predominância era de íons deste tipo, a 
reação ocorrera de forma mais intensa tal como observado. 
Para os tubos 9 e 10 foram observados que a formação do precipitado foram 
intensificadas em relação aos tubos 7 e 8. Como ao tubo 9 fora adicionado a solução de 
NaOH, o equilíbrio, assim como no tubo 1, fora deslocado para a esquerda favorecendo a 
formação de íons cromato. Como a reação de precipitação ocorre com tais espécies de íons, 
esta se processou de forma mais intensa, pois a sua concentração ao ser adicionada a base fora 
então aumentada. 
Para o tubo 10, como a reação já estava predominantemente deslocada à esquerda, a 
formação de precipitado deveria ser igual ao do tubo 8, porém fora inferior a este. Isto se deve 
ao fato de que a concentração de íons cromato em solução era menor. 
Para os tubos 11 e 12 foram observados que não houve a formação de precipitado após 
a adição de BaCl2. No tubo 11, com a adição da solução ácida, o equilíbrio do sistema, tal 
12 
 
como explicado anteriormente, fora deslocado para a direita favorecendo a formação dos íons 
dicromato. Como a reação de precipitação somente se processa com os íons cromato, havendo 
a sua falta não se observou a ocorrência da reação de precipitação. O semelhante ocorreu ao 
tubo 12, uma vez que com a adição da solução ácida, o cromato presente em solução fora 
convertido à dicromato, não permitindo desta forma a ocorrência da reação de precipitação tal 
como observado nos tubos 7 e 8. 
Experimento 3 – Determinação da faixa de pH 
O azul de bromotimol tem a capacidade de diferenciar ácidos fortes e moderados de 
bases. As soluções que quando adicionado o indicador azul de bromotimol manifestam a cor 
azul são básicas e a cor amarela, são ácidas. A coloração verde pode indicar tanto substâncias 
levemente ácidas ou básicas quanto neutras. A sua fórmula molecular é C27H28Br2O5S e as 
suas formas estruturais estão mostradas na Figura 1. 
 
Figura 1. Mudança na forma estrutural do azul de bromotimol de acordo com o pH do meio. 
O alaranjado de metila distingue ácidos fortes de ácidos moderados. As soluções 
fortemente ácidas apresentam a cor vermelha e as moderadamente ácidas, a coloração 
alaranjada. E as demais soluções a cor amarela. A sua fórmula molecular é C14H14N3NaO3S e 
as suas formas estruturais estão indicadas na Figura 2. 
 
Figura 2. Forma estrutural do alaranjado de metila de sua forma alcalina e ácida. 
A forma alcalina do alaranjado de metila apresenta tonalidade amarelo-alaranjada e a 
forma ácida, cor vermelha. 
13 
 
A fenolftaleína diferencia as soluções fortemente básicas das demais. Soluções ácidas, 
neutras e levemente básicas não apresentam coloração em contato com a fenolftaleína. E as 
demais substâncias básicas exibem a cor rosa ou púrpura. A sua fórmula molecular é 
C20H14O4 e as suas formas estruturais estão mostradas na Figura 3. 
 
Figura 3. Forma estrutural da fenolftaleína da sua forma ácida e alcalina. 
A forma ácida da fenolftaleína é incolor e a forma alcalina tem cor vermelho-violácea. 
A Tabela 1 mostra as colorações apresentadas pelo alaranjado de metila, o azul de 
bromotimol e a fenolftaleína dependendo no meio no qual elas são adicionadas. 
Tabela 1. Cor manifestada por cada indicador de acordo com pH do meio. 
INDICADOR COR DA SOLUÇÃO pH DA SOLUÇÃO 
 
 
 
Alaranjado Vermelha < 3,1 
de metila Alaranjado 3,1 - 4,4 
 Amarelo > 4,4 
 
Azul de Amarela < 6,0 
bromotimol Verde 6,0 - 7,6 
 Azul > 7,6 
 
 Incolor < 8,0 
Fenolftaleína Rósea 8,0 - 10,0 
 Púrpura > 10,0As colorações obtidas pela adição do azul de bromotimol nos sistemas estudados estão 
listadas na Tabela 2. 
14 
 
 
 
Tabela 2. Coloração apresentada por cada sistema após a adição de azul bromotimol. 
SISTEMA COLORAÇÃO 
𝐻2𝑂 Verde 
𝑁𝑎𝐶𝑙 Verde 
 𝑁𝐻4𝐶𝑙 Amarelo 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 Azul 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4 Verde 
𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4 Azul 
 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 azul 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 Azul 
 
Dessa forma, os sistemas 𝐻2𝑂, 𝑁𝑎𝐶𝑙 e 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4, que apresentaram coloração verde e, portanto o pH das soluções está entre 6,0 
e 7,6 , podem ser classificados como neutros, levemente ácidos ou levemente básicos. O uso 
de outro indicador disponível no experimento não poderia fornecer mais informações sobre 
esses sistemas. 
 O sistema 𝑁𝐻4𝐶𝑙, que apresentou a cor amarela, já pode ser classificado como ácido. 
Para estimar seu grau de acidez utilizou-se o alaranjado de metila e o resultado encontrado 
está disposto na Tabela 3. 
 
Tabela 3. Coloração apresentada pelo sistema após a adição de alaranjado de metila. 
SISTEMA COLORAÇÃO 
 𝑁𝐻4𝐶𝑙 Laranja 
As informações da Tabela 3 permitem afirmar que o pH da solução está entre 3,1 e 
4,4. 
Os sistemas 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎,𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4, 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3e 𝑁𝑎2𝐶𝑂3, que manifestaram a cor a-
zul em contato com o azul de bromotimol, já podem ser classificados como básicos. Para es-
timar seu grau de basicidade utilizou-se a fenolftaleína e o resultado encontrado está disposto 
na Tabela 4. 
Tabela 4. Coloração apresentada por cada sistema após a adição de fenolftaleína. 
SISTEMA COLORAÇÃO 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 Rósea 
𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4 Rósea 
 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 Rósea 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 Púrpura 
 
15 
 
As informações da Tabela 4 permitem afirmar que os sistemas 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎, 
𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4 e 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 têm pH entre 8,0 e 10,0 e que a solução 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 tem pH maior que 
10,0. 
 
 
A dissociação ou auto-ionização da água está mostrada adiante. 
𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
A quantidade de íons 𝐻+ e 𝑂𝐻− livres é a mesma, portanto a solução é neutra. A 
temperatura de 25ºC, 𝐻+ = 𝑂𝐻− = 1,0 × 10−14 e o pH da água destilada é 7. 
O cloreto de sódio é formado por um ácido forte, 𝐻𝐶𝑙, e uma base forte, 𝑁𝑎𝑂𝐻. A 
dissociação do cloreto de sódio está apresentada a seguir. 
𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 
𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 + 𝐻𝑂𝐻 𝑙 → 𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 + 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
Já que ambos os íons não sofrem hidrólise, a quantidade de íons 𝐻+e 𝑂𝐻− livres em 
solução é a mesma, e, portanto, a solução é neutra. 
O cloreto de cloreto de amônio é formado por um ácido forte, 𝐻𝐶𝑙 e uma base fraca, 
𝑁𝐻3. A dissociação e hidrólise do cloreto de amônio estão apresentadas a seguir. 
𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) 
𝑁𝐻4
+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 + 𝐻𝑂𝐻 𝑙 → 𝐶𝑙− 𝑎𝑞 + 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) 
Enquanto que 𝐶𝑙− permanece livre em solução, o 𝑁𝐻4
+
 sofre hidrólise liberando 𝐻+ 
em solução e consequentemente diminuindo o pH do sistema , tornando a solução ácida. 
O acetato de sódio é formado por um ácido fraco, 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻, e uma base forte, 
𝑁𝑎𝑂𝐻. A dissociação e hidrólise do acetato de sódio estão apresentadas a seguir. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 (𝑎𝑞) → 𝑁𝑎
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−(𝑎𝑞) 
𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐻𝑂𝐻 𝑙 → 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) 
16 
 
Enquanto que 𝑁𝑎+ permanece livre em solução, o 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− sofre hidrólise liberando 
𝑂𝐻−em solução e consequentemente aumentando o pH do sistema , tornando a solução 
básica. 
O acetato de amônio é formado por um ácido fraco, 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻, e uma base fraca, 
𝑁𝐻3. A dissociação e hidrólise do acetato de amônio estão apresentadas a seguir. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4 (𝑎𝑞) → 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−(𝑎𝑞) 
𝑁𝐻4
+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐻𝑂𝐻 𝑙 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) 
Ambos os íons do sal sofrem hidrólise, a acidez do meio será determinada pela 
constante de dissociação ácida do 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻, igual a 
1,78 × 10−5 , e pela constante de dissociação básica do 𝑁𝐻3 , igual a 1,76 × 10
−5. Essa 
pequena diferença entre as constantes indica que a solução será neutra. 
O fosfato ácido de sódio é formado por um ácido fraco, 𝐻2𝑃𝑂4
−
, e uma base forte, 
𝑁𝑎𝑂𝐻. A dissociação e hidrólise do fosfato ácido de sódio estão apresentadas a seguir. 
𝑁𝑎2𝐻𝑃𝑂4(𝑎𝑞) → 2𝑁𝑎
+(𝑎𝑞) + 𝐻𝑃𝑂4
−2(𝑎𝑞) 
2𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐻𝑃𝑂4
−2 𝑎𝑞 + 𝐻𝑂𝐻 𝑙 → 2𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑃𝑂4
− 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻− 𝑎𝑞 
 O 𝑁𝑎+ funciona como íons espectador enquanto o 𝐻𝑃𝑂4
−2
 sofre hidrólise e libera 
𝑂𝐻− aumentando o pH. Logo, a solução é alcalina. 
O bicarbonato de sódio é formado por um ácido fraco, 𝐻2𝐶𝑂3, e uma base forte, 
𝑁𝑎𝑂𝐻. A dissociação e hidrólise do bicarbonato de sódio estão apresentadas a seguir. 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎
+(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑂3
−(𝑎𝑞) 
𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐻𝐶𝑂3
−(𝑎𝑞) + 𝐻𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) 
Enquanto que 𝑁𝑎+ permanece livre em solução, o 𝐻𝐶𝑂3
−
 sofre hidrólise liberando 
𝑂𝐻−em solução e consequentemente aumentando o pH do sistema , tornando a solução 
básica. 
O carbonato de sódio é formado por um ácido fraco, 𝐻𝐶𝑂3
−
, e uma base forte, 𝑁𝑎𝑂𝐻. 
A dissociação e hidrólise do carbonato de sódio estão apresentadas a seguir. 
17 
 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) → 2𝑁𝑎
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂3
−2(𝑎𝑞) 
2𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑂3
−2 𝑎𝑞 + 2𝐻𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 2𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑞) 
Enquanto que 𝑁𝑎+ permanece livre em solução, o 𝐶𝑂3
−2
 sofre hidrólise liberando 
𝑂𝐻−em solução e consequentemente aumentando o pH do sistema , tornando a solução 
básica. 
O ácido carbônico é um ácido poliprótico, ou seja, apresenta mais de um hidrogênio 
ionizável. A retirada do primeiro 𝐻+ é mais fácil que dos demais, com aumento da carga 
negativa do ânion mais difícil torna-se a retirada do 𝐻+ e, portanto, menor a força ácida. 
Segundo a Literatura, a constante de dissociação ácida do ácido carbônico para o primeiro 
hidrogênio é 4,3 × 10−7 enquanto para o segundo é 5,6 × 10−11 . 
Logo, pode-se afirmar que o 𝐻𝐶𝑂3
−
é menos forte que o 𝐻2𝐶𝑂3 e o sistema formado 
pelo primeiro é mais básico que o pelo segundo. 
Todas as conclusões sobre a acidez das soluções feitas a partir das equações de 
dissociação e de hidrólise foram verificadas no experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
5 CONCLUSÃO 
O equilíbrio de uma reação pode ser deslocado ao se alterar as condições do meio 
reacional. O controle de tais condições permite o prévio conhecimento acerca dos resultados 
experimentais. 
A alteração da concentração de um dos reagentes não é fator de mudança da constante 
de equilíbrio. Porém, a temperatura é o único fator de mudança da constante de equilíbrio de 
uma reação. 
A mudança de pH no meio reacional pode interferir no ponto de equilíbrio uma vez 
que altera a concentração de íons hidrogênio ou hidróxido no meio reacional. Desta forma o 
pH de uma solução pode ser determinado pelo uso de indicadores, de natureza ácida fraca. 
A hidrólise salina é capaz de mudar o pH de uma solução, sendo dependente dos 
compostos que deram origem a este sal. 
 
 
 
6 REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Editora Bookman: Porto Alegre, 2001. 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 
9 ed. Editora Prentice-Hall: São Paulo, 2005.