Aula 7 Equlíbrio Químico

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Equilíbrio Químico 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. 
ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 15 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; Weaver, Gabbriela C.; Química geral e reações 
químicas: volume 2. Rio de Janeiro: LTC, 2005. Capítulo 16 
 
2 
Reações podem ser: endotérmicas, exotérmicas, rápidas, lentas, reversíveis, 
irreversíveis, etc... 
Equilíbrio químico 
Coexistência entre reagentes e produtos 
Reações reversíveis 
Reações irreversíveis: processam-se somente enquanto há reagentes. 
 
Exemplo: combustão do etanol 
Reagentes Produtos 
Reagentes Produtos 
3 
Equilíbrio Químico 
Obs: reações que entram em equilíbrio não apresentam rendimento de 100%. 
 
Reagentes não são consumidos completamente mesmo havendo quantidades 
estequiométricas. 
Reação reversível 
Equilíbrio químico 
Processo dinâmico 
Macroscopicamente: cores param de mudar, gases param de ser 
desprendidos, etc. 
 a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da reação inversa 
 as concentrações dos reagentes e produtos deixam de variar 
Reagentes Produtos 
Sentido direto 
Sentido inverso 
A + B C + D 
Sentido direto 
Sentido inverso 
4 
Equilíbrio Químico 
Exemplo: considere N2O4 e NO2 
http://catalog.flatworldknowledge.com/bookhub/reader/15739?e=averill_1.0-ch15_s01 
N2O4 e NO2 se interconvertem rapidamente. 
5 
Equilíbrio Químico 
V1: velocidade reação direta 
V2: velocidade reação inversa 
Velocidade da reação em função do tempo. 
As velocidades se igualam. 
As situações de equilíbrio podem ser analisadas graficamente: 
 
Genericamente: 
 A(g) + B(g) ⇌ C(g) + D(g) 
V1 
V2 
6 
Equilíbrio Químico 
Processo de Haber-Bosch: síntese de amônia 
Concentração em função do tempo. 
No equilíbrio, as concentrações de 
reagentes e produtos são constantes 
mas não necessariamente iguais, 
depende da reação. 
Produção de fertilizantes. 
Lembrete: o equilíbrio químico só é 
atingido em sistemas que não há 
troca de matéria com o ambiente. 
Sistema fechado 
E não deve haver variação de temperatura 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
7 
Equilíbrio Químico 
Equilíbrio heterogêneo: mais de uma fase 
 
Fe(s) + H2SO4(aq) ⇌ FeSO4(aq) + H2(g) 
 
Equilíbrio homogêneo: única fase 
 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
 
HCN(aq) ⇌ H+(aq) + CN-(aq) Equilíbrio iônico 
90% 10% 
8 
Equilíbrio Químico 
Para uma reação em equilíbrio, pode-se escrever a expressão de equilíbrio 
e calcular a constante de equilíbrio, Keq. 
 Keq =
 [C]c . [D]d 
 [A]
a . [B]b 
Expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentrações molares 
Keq = Kc 
V1 
V2 
 aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) 
Uma vez que se conhece a equação química balanceada para um equilíbrio, pode-
se escrever a constante de equilíbrio. 
 
“A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria da 
reação, e não de seu mecanismo.” 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 15 
9 
Equilíbrio Químico 
 Keq =
 [C]c . [D]d 
 [A]
a . [B]b 
Expressão da constante de 
equilíbrio em termos de 
concentrações molares 
 
Keq1 ≠ Keq2 
V1 
V2 
 aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) 
 A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria 
da reação, e não de seu mecanismo. 
 Keq varia com a temperatura 
 Quanto maior Keq, maior o rendimento da reação, maior a quantidade de 
produtos 
 Keq depende de como a equação é escrita 
 Equação 1: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
 Equação 2: ½ H2(g) + ½ I2(g) ⇌ HI(g) 
 Keq é adimensional, não possui unidade. 
10 
Equilíbrio Químico 
 As concentrações dos sólidos puros, dos líquidos puros e dos solventes 
que estão envolvidos em um equilíbrio não são incluídas na expressão 
da constante de equilíbrio da reação. 
 
 Escreva a expressão Keq para os equilíbrios a seguir: 
 
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 
 
 
Fe(s) + H2SO4(aq) ⇌ FeSO4(aq) + H2(g) 
 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
 
 
11 
Equilíbrio Químico 
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais 
 
 Apenas para substâncias no estado gasoso 
 Keq =
 [C]c . [D]d 
 [A]
a . [B]b 
Expressão da constante de 
equilíbrio em termos de 
concentrações molares 
Expressão da constante de equilíbrio 
em termos de pressões parciais 
 Keq =
 (PC)
c . (PD)
d 
 (PA)
a . (PB)
b 
Escreva a expressão Keq para o equilíbrio abaixo: 
 
Keq = Kp 
Kc ≠ Kp 
normalmente 
V1 
V2 
 aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g) 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
12 
Equilíbrio Químico 
Constante de equilíbrio e rendimento de uma reação 
Keq: pode informar o rendimento de uma reação 
Relação entre o numerador e o denominador na expressão 
Importante: não faz sentido dizer o valor da constante de equilíbrio se não 
forem especificadas a temperatura e como a expressão da Keq está escrita. 
 (PNO )
2 
 
2 
(PN O ) 
2 4 
Keq = = 6,46 (a 100ºC) 
 (PNO )
2 
 
2 
(PN O ) 
2 4 Keq = = 0,155 (a 100ºC) 
São recíprocas e igualmente válidas 
 Keq ˃ 1: equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos. 
 Keq ˂ 1: equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes. 
Produto-favorecida 
Reagente-favorecida 
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 2NO2(g) ⇌ N2O4(g) 
13 
Valor de Keq Temperatura (ºC) 
5,0 . 108 25 
6,0 . 10-2 500 
2,4 . 10-3 1000 
Exercício 1: Considere a reação de síntese de amônia e os valores de Keq 
para essa reação em diferentes temperaturas 
Equilíbrio Químico 
O que podemos dizer sobre o rendimento desta reação? 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
Exercício 2: A constante de equilíbrio para a reação H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
varia com a temperatura como segue: Keq = 794 a 298 K; Keq = 54 a 700 K. 
A formação de HI é mais favorecida a temperatura mais baixa ou mais alta? 
14 
Equilíbrio Químico 
Determinação de uma constante de equilíbrio 
Exemplo: Considere a oxidação do dióxido de enxofre: 
Em um experimento realizado a 852 K, determinou-se as concentrações no 
equilíbrio : 
[SO2] = 3,61 . 10
-3 mol/L 
[O2] = 6,11 . 10
-4 mol/L 
[SO3] = 1,01 . 10
-2 mol/L 
Qual o valor da constante de equilíbrio? 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
Reação N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) 
1 Nº de mols no início 0,8 0,8 0 
2 Nº de mols que reagiram ou 
foram formados 
x 3x 2x 
3 Nº de mols no equilíbrio 0,8 - x 0,8 - 3x 2x 
4 Concentração (mol/L) no 
equilíbrio 
? ? ? 
15 
Equilíbrio Químico 
Como calcular experimentalmente a constante de equilíbrio? 
Exemplo: Para produzir amônia, foram misturados em um tubo fechado 0,8 mol 
de N2(g) e 0,8 mol de H2(g). Os dois gases reagiram e houve a produção de 0,2 
mol de NH3(g). 
Considerando-se que esta reação ocorreu em uma temperatura fixa e que o tubo 
usado no experimento possui volume igual a 1 Litro, determine o valor de Keq. 
Levando em 
consideração a 
estequiometria 
da reação 
Como no equilíbrio foi produzido 0,2 mol de NH3: 2x = 0,2 mol; logo x = 0,1mol. 
Substitua os valores de x. 
Calcule Keq. 
Fazer próxima aula para não confundir 
16 
Equilíbrio Químico 
Exercício 4 (Fuvest): N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em 
equilíbrio, como indicado: 
 N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 
 
Numa experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 1,5 mol de N2O4 
num reator de 2 litros. Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi 
de 0,06 mol/L. 
a) Qual foi o valor da concentração de N2O4 no momento de equilíbrio? 
b) Qual foi o valor da constante Keq, em termos de concentração, desse 
equilíbrio? 
Exercício 3: Em um recipiente fechado de capacidade igual a 2 Litros, foram 
introduzidos 0,3 mol de CO(g) e 0,3 mol de O2(g). Quando o sistema atingiu o 
equilíbrio a uma determinada temperatura T, verificou-se a existência de 0,2 
mol de CO2(g) no recipiente. Calcule o valor da constante de equilíbrio Keq nessa 
temperatura, considerando a reação: 
 2CO(g) + O2(g) ⇌ 2CO2(g) 
 
Fazer próxima aula para não confundir 
17 
Equilíbrio Químico 
Deslocamento do equilíbrio químico 
Deslocar o equilíbrio: provocar diferença nas velocidades das reações direta e 
inversa, e consequentemente, modificações nas concentrações das substâncias. 
Reagentes Produtos 
V1 
V2 
Reagentes Produtos 
V1 
V2 
Deslocamento sentido 
formação produtos 
Deslocamento sentido 
formação reagentes 
Princípio de Le Chatelier: Se um sistema em equilíbrio é perturbado por 
uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos 
componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma 
a anular o efeito do distúrbio. 
Maneiras pelas quais um equilíbrio químico pode ser perturbado: 
 Adição ou remoção de um reagente ou produto 
 Variação da pressão 
 Variação da temperatura 
18 
Equilíbrio Químico 
Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto 
Variação da concentração 
Ao aumentar a concentração de uma substância presente no equilíbrio 
(reagente ou produto) o equilíbrio se desloca no sentido de consumo da 
substância adicionada. 
Recipiente fechado e temperatura determinada 
 O que ocorrerá se for adicionado ao sistema um pouco mais de H2(g)? 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
V1 
V2 
[H2] V1 Equilíbrio se desloca para a direita (sentido reação direta) 
 O que ocorrerá se for adicionado ao sistema um pouco mais de HI(g)? 
[HI] V2 Equilíbrio se desloca para a esquerda (sentido reação inversa) 
*Pressão parcial mesmo efeito 
19 
Equilíbrio Químico 
Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto 
Variação da concentração 
Ao diminuir a concentração de uma substância presente no equilíbrio 
(reagente ou produto) o equilíbrio se desloca no sentido de formação 
dessa substância. 
Recipiente fechado e temperatura determinada 
 O que ocorrerá se for retirado um pouco HI(g) do sistema? 
[HI] V1 Equilíbrio de desloca para a direita (sentido reação direta) 
[H2] V2 Equilíbrio de desloca para a esquerda (sentido reação inversa) 
 O que ocorrerá se for retirado um pouco H2(g) do sistema? 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
V1 
V2 
20 
Equilíbrio Químico 
Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto 
Variação da concentração 
A adição ou remoção de uma substância sólida ou líquida não afeta o 
equilíbrio, já que estas substâncias têm concentração constante. 
*O mesmo acontece com solventes. 
[Fe] não afeta o equilíbrio 
[Fe] não afeta o equilíbrio 
 
Fe(s) + H2SO4(aq) ⇌ FeSO4(aq) + H2(g) 
V1 
V2 
Equilíbrio Químico 
Efeito da temperatura 
O aumento da temperatura do sistema desloca o equilíbrio no sentido 
que ocorre absorção de calor (sentido endotérmico). 
 
A diminuição da temperatura do sistema desloca o equilíbrio no sentido 
que ocorre a liberação de calor (sentido exotérmico). 
T V1 Equilíbrio de desloca para a direita (sentido reação direta) 
Endo: T Keq 
Exo: T Keq 
T V2 Equilíbrio de desloca para a esquerda (sentido reação inversa) 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) ΔH = - 22 Kcal 
V1 
V2 exotérmica 
Endotérmica: Reagentes + calor ⇌ Produtos 
Exotérmica: Reagentes ⇌ Produtos + calor 
22 
Equilíbrio Químico 
Efeito da pressão total 
O aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio no sentido 
de menor número de mols gasosos (menor volume gasoso). 
 
A diminuição da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio no sentido 
de maior número de mols gasosos (maior volume gasoso). 
P V1 Equilíbrio de desloca para a direita (sentido reação direta) 
P V2 Equilíbrio de desloca para a esquerda (sentido reação inversa) 
O equilíbrio não é afetado pela 
pressão se: 
 Volume gasoso dos reagentes for 
igual ao volume gasoso dos 
produtos 
 Não houver nenhuma substância 
no estado gasoso 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
V1 
V2 
4 mols 
4 volumes 
2 mols 
2 volumes 
23 
Equilíbrio Químico 
Exercício 5 (Unicamp-adaptada): Em águas gaseificadas o gás carbônico 
encontra-se em equilíbrio como representado abaixo: 
 CO2(g) + H2O(l) ⇌ HCO3-(aq) + H+(aq) 
 
a) Quando adicionamos ao sistema um pouco de vinagre (ácido fraco), a 
dissolução do gás carbônico diminui. Explique este comportamento. 
 
b) Quando adicionamos ao sistema uma solução básica, a dissolução do 
gás carbônico aumenta. Explique este comportamento. 
Exercício 6: considere a reação representada abaixo: 
 2CO(g) + O2(g) ⇌ 2CO2(g) 
O sistema em equilíbrio se encontra em um recipiente fechado, a uma 
determinada temperatura. 
O que ocorrerá com o equilíbrio se: 
a) Adicionarmos mais O2 
b) Diminuirmos a pressão parcial de CO2 
c) Aumentarmos a pressão total sobre o sistema 
24 
Equilíbrio Químico 
Exercício 7: A temperatura é um fator que provoca alterações na constante 
de equilíbrio (Keq), além de provocar um deslocamento no equilíbrio. 
 
Considere o gráfico abaixo que mostra a influência da temperatura no Keq 
para determinada reação: 
 
 
 
 
 
 
Com base no gráfico, conclua se a reação em equilíbrio é endotérmica ou 
exotérmica no sentido direto. Justifique. 
Keq 
temperatura 
25 
Equilíbrio ácido-base (Equilíbrio Iônico) 
 Constante de equilíbrio: ácidos 
Ka = [H3O
+] . [Cl -] 
[HCl] 
[H2O] não entra na Ka 
solvente 
grau de ionização Ka força do ácido [H3O
+] [Cl -] 
HCl é um ácido forte: 
Ka: diretamente proporcional à [produtos] 
HCl(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + Cl -(aq) 
Ácido de 
Brönsted-Lowry 
Base de 
Brönsted-Lowry 
Base 
 Conjugada 
Ácido 
conjugado 
Par base-ácido conjugado 
Par ácido-base conjugado 
Íon hidrônio 
26 
Equilíbrio ácido-base (Equilíbrio Iônico) 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) 
Ácido de 
Brönsted-Lowry 
Base de 
Brönsted-Lowry 
Base 
 Conjugada 
Ácido 
conjugado 
Par ácido-base conjugado 
 Constante de equilíbrio: bases 
Kb = [NH4
+] . [OH-] 
[NH3] 
[H2O] não entra na Kb 
solvente 
grau de ionização Kb força da base [NH4
+] [OH-] 
Kb: diretamente proporcional à [produtos] 
Par base-ácido conjugado 
27 
Equilíbrio ácido-base 
Auto-ionização da água 
2H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + OH-(aq) 
Base 
 Conjugada 
O 
H H 
O 
H H 
+ ⇌ 
O 
H H 
H 
+ OH- 
Ácido de 
Brönsted-Lowry 
Base de 
Brönsted-Lowry Ácido 
conjugado 
+ 
Par base-ácido conjugado 
Par ácido-base conjugado 
H2O purificada: ainda conduz eletricidade, embora em escala pequena 
28 
Equilíbrio ácido-baseAuto-ionização da água 
 Constante de ionização da água: Kw 
Kw = [H3O
+] . [OH-] 
[H2O]
2 Pode ser excluída da expressão 
Kw = [H3O
+] . [OH-] Como H2O é a única fonte de H3O
+ e OH- (na água 
pura) as concentrações são iguais. 
Medidas de condutividade elétrica mostram que: 
 [H3O
+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol.L-1 
 [H3O
+] = 1,0 . 10-7 mol.L-1 
 [OH-] = 1,0 . 10-7 mol.L-1 
Kw = [H3O
+] . [OH-] 
Kw = 1,0 . 10
-7 . 1,0 . 10-7 
Kw = 1,0 . 10
-14 (a 25ºC) 
29 
Equilíbrio ácido-base 
2H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + OH-(aq) 
Auto-ionização da água 
 O que acontece ao adicionar ácido em água? 
Equilíbrio será perturbado 
Para se opor ao aumento da [H3O
+] uma pequena fração dos íons H3O
+ 
reagirão com íons OH- para formar H2O. 
[H3O
+] 
Equilíbrio se desloca no sentido da reação inversa 
[OH-] 
[H3O
+] 
À medida que a [H3O
+] aumenta, a [OH-] diminui de forma que o produto 
de suas concentrações seja igual a 1,0.10-14 mol.L-1 
30 
Equilíbrio ácido-base 
2H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + OH-(aq) 
Auto-ionização da água 
 O que acontece ao adicionar base em água? 
Equilíbrio será perturbado 
Para se opor ao aumento da [OH-] uma pequena fração dos íons OH- 
reagirão com íons H3O
+ para formar H2O. 
[H3O
+] 
Equilíbrio se desloca no sentido da reação inversa 
[OH-] 
[OH-] 
À medida que a [OH-] aumenta, a [H3O
+] diminui de forma que o produto 
de suas concentrações seja igual a 1,0.10-14 mol.L-1 
31 
Equilíbrio ácido-base 
Para soluções aquosas a 25ºC 
 
Solução neutra: [H3O
+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol.L-1 
[H3O
+] ˃ [OH-] 
[H3O
+] ˃ 1,0 . 10-7 mol.L-1 
[OH-] ˂ 1,0 . 10-7 mol.L-1 
Solução ácida: 
Solução básica: [H3O
+] ˂ [OH-] 
[H3O
+] ˂ 1,0 . 10-7 mol.L-1 
[OH-] ˃ 1,0 . 10-7 mol.L-1 
Concentrações de íons H3O
+ e OH- em soluções 
32 
Equilíbrio ácido-base 
A escala de pH 
pH: potencial hidrogeniônico 
 
pOH: potencial hidroxiliônico 
Indica acidez, basicidade e neutralidade 
pH de uma solução 
 
 
 
Para H2O a 25ºC: 
pOH = - log [OH-] 
pOH = - log 1,0 . 10-7 
pOH = 7 
pH ˃ 7 básica 
pH ˂ 7 ácida 
pH = 7 neutra 
pOH de uma solução 
 
pH = - log [H3O
+] pOH = - log [OH-] 
pH = - log [H3O
+] 
pH = - log 1,0 . 10-7 
pH = 7 
33 
Equilíbrio ácido-base 
A escala de pH 
Kw = [H3O
+] . [OH-] 
1,0 . 10-14 = [H3O
+] . [OH-] 
- log (1,0 . 10-14) = (- log [H3O
+]) . (- log [OH-]) 
14 = - log [H3O
+] + (- log [OH-]) 
14 = pH + pOH 
pH + pOH = 14 a 25ºC 
34 
Equilíbrio ácido-base 
Cálculo do pH e pOH 
Ácidos fortes 
Ionizam-se quase completamente em água (≈100%) 
HCl(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + Cl -(aq) 
[HCl] = 0,1 mol.L-1 [H3O
+] = 0,1 mol.L-1 
[Cl -] = 0,1 mol.L-1 
H2SO4(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2H3O
+(aq) + SO4
2-(aq) 
[H2SO4] = 0,1 mol.L
-1 [H3O
+] = 0,2 mol.L-1 
[SO4
2-] = 0,1 mol.L-1 
H2SO4(aq) + H2O(l) ⇌ HSO4
-(aq) + H3O
+(aq) 
HSO4
- (aq) + H2O(l) ⇌ SO4
2-(aq) + H3O
+(aq) 
2 H ionizáveis 
H2SO4(aq) + H2O(l) ⇌ 2H
+(aq) + SO4
2-(aq) 
35 
Equilíbrio ácido-base 
Cálculo do pH e pOH 
Bases fortes 
Dissociam-se completamente em água 
NaOH(aq) ⇌ Na+(aq) + OH-(aq) 
[NaOH] = 0,1 mol.L-1 [OH-] = 0,1 mol.L-1 
[Na+] = 0,1 mol.L-1 
Compostos iônicos 
Exceto NH3 
[Ca(OH)2] = 0,1 mol.L
-1 [OH-] = 0,2 mol.L-1 
[Ca2+] = 0,1 mol.L-1 
Libera 2 íons OH- 
Ca(OH)2(aq) ⇌ Ca
+(aq) + 2OH-(aq) 
Bases de Arrrhenius e 
Brönsted-Lowry 
36 
Equilíbrio ácido-base 
Cálculo do pH e pOH 
Ácidos fracos 
Não se ionizam completamente em água 
HClO(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + ClO-(aq) 
[HClO] = 0,1 mol.L-1 [H3O
+] = 0,1 . α mol.L-1 
[Cl O-] = 0,1 . α mol.L-1 
A [H+] (ou [H3O
+]) depende do grau de ionização 
α: grau de ionização 
É necessário saber o grau de ionização para calcular a concentração de 
íons H3O
+ em solução. 
37 
Equilíbrio ácido-base 
Cálculo do pH e pOH 
Bases fracas 
Não se dissociam (ou ionizam) completamente em água 
[NH3] = 0,1 mol.L
-1 [OH-] = 0,1 . α mol.L-1 
[NH4
+] = 0,1 . α mol.L-1 
A [OH-] depende do grau de dissociação (ou ionização) 
α: grau de ionização 
É necessário saber o grau de (dissociação) ionização para calcular a 
concentração de íons OH- em solução. 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) 
38 
Equilíbrio ácido-base 
Cálculo do pH e pOH 
 Calcule o pH de uma solução de HCl 0,001 mol.L-1? 
 Calcule o pH de uma solução de Ca(OH)2 0,05 mol.L
-1? 
 Calcule o pH de uma solução de HClO 0,01 mol.L-1? 
Suponha grau de ionização igual a 10% 
Ácido forte 
Base forte 
Ácido fraco 
39 
Equilíbrio ácido-base 
Indicadores ácido-base 
São normalmente ácidos orgânicos fracos que mudam de cor, dependendo do 
meio estar ácido ou básico. 
HInd(aq) ⇌ H+(aq) + Ind-(aq) 
amarelo vermelho 
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq) 
HInd(aq) ⇌ H+(aq) + Ind-(aq) 
Solução do indicador 
[H+]: desloca o equilíbrio no sentido da reação inversa 
Favorece a formação da substância com coloração amarela 
Indica pH ácido 
40 
Equilíbrio ácido-base 
Indicadores ácido-base 
HInd(aq) ⇌ H+(aq) + Ind-(aq) 
amarelo vermelho 
[H+]: desloca o equilíbrio no sentido da reação direta 
Favorece a formação da substância com coloração vermelha 
BOH(aq) ⇌ B+(aq) + OH-(aq) 
HInd(aq) ⇌ H+(aq) + Ind-(aq) 
Solução do indicador 
H2O 
Indica pH básico 
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Equilíbrio ácido-base 
Indicadores ácido-base 
Exemplos de alguns indicadores ácido-base e seus respectivos pontos de viragem 
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Exercícios 
(UFPR) A determinação de acidez ou basicidade de uma solução pode ser realizada 
através de um pHmetro ou por meio de substâncias denominadas indicadores ácido-
base. Uma grande parte dos indicadores são ácidos orgânicos fracos, que podem ser 
representados genericamente por Hln. A classificação da substância como sendo ácida 
básica é possível devido à diferença de cor das espécies HIn e In-, de acordo com o 
equilíbrio a seguir: 
 
HIn (aq) ⇌ H+(aq) + In-(aq) 
 
Cor A = Hln (aq) 
Cor B = In- (aq) 
 
Com base nas informações anteriores, é correto afirmar que: 
 
01) Se adicionarmos um pouco deste indicador em um suco de limão, a solução 
apresentará cor A. 
02) HIn não é um ácido de Arrhenius. 
04) A expressão da constante de equilíbrio é Ka=([H+][In-])/[HIn] e dá uma informação 
quantitativa das espécies presentes. 
08) Quanto maior for o número de hidrogênios na fórmula do ácido, maior será sua 
força. 
 Soma = ( )