Revisão - Equilíbrio Químico

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S E R V I Ç O P Ú B L I C O F E D E R A L 
U N I V E R S I D A D E F E D E R A L D O P A R Á 
C A M P U S U N I V E R S I T Á R I O D O G U A M Á 
INSTITUTO DE GEOCIÊNCIAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Revisão: eQUiLÍBRio QUÍMiCo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRof. DoRsan MoRaes 
 
 
QUÍMICA II 
 
2 
 
1. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 A maioria das reações químicas se finaliza quando é esgotado o regente limitante. Porém, alguns 
processos não ocorrem desta forma, ou seja, por completo, isto pode ser explicado em função da 
reversibilidade deste tipo de reação. 
Se certas condições não forem alteradas, após formar os produtos, estes voltam a se 
decompor e transformar-se nos reagentes de partida, essas reações não chegarão ao final e ficam 
oscilando no mesmo estágio de transformação, elas atingiram o chamado estado de “equilíbrio 
químico”. 
Esse estado de equilíbrio pode ser deslocado tanto em função dos produtos como dos 
reagentes, dessa forma, conhecendo as condições necessárias à realização desse deslocamento, 
torna-se um artifício largamente utilizado nos processos industriais para melhorar a obtenção de 
determinados manufaturados de interesse comercial. 
As reações em equilíbrio químico são muito 
comuns. Um exemplo é o que ocorre nas cavernas, 
na formação das estalactites e estalagmites. 
Neste caso, a água subterrânea contendo 
grande quantidade de gás carbônico (CO2) 
dissolvido, e submetida a altas pressões e 
temperaturas ao passar por rochas calcárias (ricas 
em CaCO3) as dissolve e as cavernas são formadas 
(Foto ao lado), segundo a reação abaixo: 
 
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) → Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) 
 
CO2 + 2H2O → H3O+ + HCO3- 
CaCO3 + H3O+ → Ca2+ + HCO3- + H2O 
 HCO3- + H2O → OH- + H2CO3 (OH- + H2CO3 ←→ H2O + HCO3-) 
 
Formada as cavidades, ocorre o abaixamento da pressão, 
a disposição lenta e contínua de íons bicarbonato e cálcio das 
gotas mineralizadas do teto das cavernas escorrem, sua água 
evapora e há liberação de CO2. De modo que o equilíbrio 
químico é deslocado no sentido inverso (de formação dos 
reagentes), por isso o CaCO3 é formado, ou seja, formam-se as 
estalactites no teto das cavernas conforme reação abaixo. 
 
Ca2+(aq) + 2HCO-3(aq)→ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
 
Ao cair, a gota ainda possui carbonato 
dissolvido, que é depositado no solo da caverna, forma 
as estalagmites. 
Uma reação é exatamente o inverso da outra, os 
reagentes se transformam nos produtos e os produtos 
nos reagentes. Assim, nós podemos representar essa 
reação em equilíbrio da seguinte maneira: 
Fonte das imagens: Google. 
Pesquisador explorando cavernas de 
calcário na região de Altamira-PA. 
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CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ←→ Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) 
 
2. Natureza do equilíbrio químico 
 Tem como base a situação na qual tendem os sistemas em que ocorre uma reação reversível de 
igualarem a velocidade direta (de formação do(s) produto(s)) com a velocidade inversa (de 
retorno aos reagentes) e cuja concentração dos participantes não mais variam com o tempo, ou 
seja, permanecem praticamente inalterados. 
 Vejamos o equilíbrio representado por: 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) ←→ Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
 Se nenhum fator externo ocorrer o sistema manterá a situação representada no esquema 
reacional acima. 
 
Análise gráfica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quatro características ilustram as situações de equilíbrio, são elas: 
 Natureza Dinâmica – trata-se de uma situação mantida pela igualdade das velocidades de 
duas reações químicas opostas; 
 Espontaneidade – um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma 
influência externa e uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado 
de equilíbrio. 
 Reversibilidade – a natureza e as propriedades de estado de equilíbrio são iguais, não 
importa a direção a partir da qual ela é atingida; 
 Natureza Termodinâmica – o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas 
tendências opostas, a primeira é a propensão das moléculas a assumir o estado de energia 
mínima e a segunda o ímpeto em direção a um estado de entropia máximo. 
 
3. A constante de equilíbrio químico 
 É um valor que relaciona experimentalmente as proporções relativas dos reagentes e produtos 
em um sistema no momento em que ocorre o equilíbrio. O desenvolvimento da constante de 
equilíbrio teve como base alguns argumentos termodinâmicos. 
Assim, lembrando que ∆GR (R = reação química) é a energia livre de reação em qualquer 
composição fixa definida de uma mistura, e está é relacionada com a energia livre molar dos 
reagentes e produtos pela expressão: 
 
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onde: n = coeficiente estequiométrico na equação química 
 
e que a energia livre molar (GR) de um gás J está relacionado com sua pressão parcial PJ, ou em 
solutos e substâncias puras, aJ (que é a atividade da substância J) é dado por: 
 
 
 
Nota. Em sistemas reais. 
• Para um gás J, aJ = γJPJ 
• Para um soluto J, aJ = γJ[PJ] 
• Para um sólido ou líquido puro, aJ =1 
 
γ = coeficiente de atividade da substância (medida pelo afastamento da idealidade) expresso ao 
permitir o coeficiente de atividade se afastar de 1. 
 
Dessa forma, tomando como exemplo a reação: 
N2(g) + 3H2(g) ←→ 2NH3(g) 
Então: 
 
 
 
 
Simplificando parcialmente a expressão acima temos: 
 
 
 
 = = 
 
A solução final é: 
 
 
A expressão entre parêntese é denominada quociente da reação, Q, que é expressa por: 
 
 
 
Isto leva a expressão acima a: 
 
 sendo 
 
 
Em sistemas reais as atividades são interpretadas em termos de pressões parciais ou 
concentrações molares e cada atividade (pressão parcial ou molaridade) são elevados a uma 
potência igual aos coeficientes estequiométricos na equação química. 
 
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Desta forma, a energia livre da reação, ΔGR, está relacionada com a composição da reação 
em qualquer estágio da reação, como no estágio de equilíbrio, as pressões parciais tem seus valores 
de equilíbrio, Q passa a ter um valor especial que passa a ser chamado constante de equilíbrio, K. 
Assim, numa reação literal tipo aA+bB → cC+dD, 
 
 passa a ser 
 
 
Como se prefere discutir (até mesmo porque se torna mais fácil à realização de cálculos 
relacionados) equilíbrio de fase gasosa em termos de concentrações molares, introduziu-se Kc ao 
invés de K: 
 
 
 
Isto leva a expressão a ser 
 
 
ou para a reação discutida anteriormente 
 
 
 
 
 A ordem de grandeza da constante de equilíbrio permite apontar as seguintes conclusões: 
 Quanto maior for o valor de Kc, mais produtos estarão presentes no estado de equilíbrio; 
 De modo inverso, quanto menor for o valor de Kc, mais reagentes estarão presentes no 
estado de equilíbrio; 
 Se Kc >> 1 (a), então os produtos predominam no equilíbrio e este encontra-se à direita; 
 Se Kc << 1 (b), então os reagentes predominam no equilíbrio e este encontra-se à 
esquerda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Efeitos externos sobre o equilíbrio 
 A perturbação do estado de equilíbrio de um sistema químico por algum efeito exterior é regido 
pelo princípio de Le Châtelier que diz: 
 
“Quando se aplica uma força externa a um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de 
diminuir o efeito daforça aplicada.” 
 
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 Nesse aspecto, dos vários efeitos que perturbam as situações em equilíbrio, três são 
considerados principais, são eles: 
 A temperatura do sistema 
 A concentração dos participantes do sistema 
 A pressão exercida sobre o sistema 
 
4.1. A temperatura do sistema 
 A perturbação do estado de equilíbrio provocado pela temperatura é regido pela lei de Van’t 
Hoff que diz: 
 
“Num sistema em equilíbrio, a pressão constante, o aumento da temperatura provoca o 
deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura 
provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor.” 
 
 Os esquemas abaixo demonstram bem este princípio 
A + B + calor → C + D reação endotérmica (∆H > 0) 
A + B → C + D + calor reação exotérmica (∆H < 0) 
 
 A reação entre o Pb(NO3)2 e o NaCl permite evidenciar de maneira simples este efeito: 
 
Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3 
 
 O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica (∆H > 0): 
A + B + calor → C + D 
 
Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3 
 Δ↑ 
 
 A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica (∆H < 0): 
A + B ← C + D + calor 
 
Pb(NO3)2 + 2NaCl PbCl2 + 2NaNO3 
 Δ↓ 
 
 Consequentemente, esta variação de temperatura também age sobre a constante de equilíbrio 
(Kc) como pode ser notado no gráfico abaixo para a reação de formação da amônia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Temperatura 
( K ) Kc 
300 2,6 x 108 
400 3,9 x 104 
500 1,7 x 102 
600 4,2 
700 2,9 x 10-1 
800 3,9 x 10-2 
900 8,1 x 10-3 
1000 2,6 x 10-4 
 
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4.2. A concentração dos participantes do sistema 
A perturbação do estado de equilíbrio provocado pela variação da concentração dos 
participantes do sistema é regido pela lei de Guldberg-Waage que diz: 
 
“Num sistema em equilíbrio, a temperatura e pressão constante, o aumento da quantidade de 
qualquer participante favorece a reação que transforma (que consome) esse participante, e a 
diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante.” 
 
A reação entre o KSCN e o Fe(NO3)3 permite evidenciar de maneira simples este efeito: 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) ←→ Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
Estando um sistema no estado de equilíbrio, ao se adicionar mais reagente (aumentando sua 
concentração), o equilíbrio é deslocado em função dos produtos. 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
 
 
 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
 
 
 
 
O mesmo sistema em equilíbrio, ao se adicionar mais produto (aumentando sua 
concentração), o equilíbrio é deslocado em função dos reagentes. 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
 
 
 
 
 A variação da concentração dos participantes de um sistema também altera o valor da 
constante de equilíbrio (Kc). Uma análise gráfica deste efeito em função da variação da constante 
pode ser exemplificado pela reação de formação da amônia: 
N2(g) + 3H2(g) ←→ 2NH3(g) 
 
1o Caso: aumento da concentração de H2 
 
A = sistema em equilíbrio 
B = aumento da concentração de H2 
B para C = deslocamento do equilíbrio para 
compensar o aumento da concentração de H2 
C = início do novo estado de equilíbrio 
 
 
 
+ 
KSCN(aq) 
+ 
Fe(NO3)3(aq) 
+ 
Fe(SCN)3(aq) ou KNO3(aq) 
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2o Caso: aumento da concentração de NH3 
 
A = sistema em equilíbrio 
B = aumento da concentração de NH3 
B para C = deslocamento do equilíbrio para 
compensar o aumento de NH3 
C = início do novo estado de equilíbrio 
 
 
 
 
3o Caso: diminuição da concentração de H2 
 
A = sistema em equilíbrio 
B = diminuição da concentração de H2 
B para C = deslocamento do equilíbrio para 
compensar a diminuição de H2 
C = início do novo estado de equilíbrio 
 
 
 
4o Caso: diminuição da concentração de NH3 
 
A = sistema em equilíbrio 
B = diminuição da concentração de NH3 
B para C = deslocamento do equilíbrio para 
compensar a diminuição de NH3 
C = início do novo estado de equilíbrio 
 
 
 
4.3. Equilíbrio iônico na água 
 Antes de discutir o equilíbrio iônico na água é interessante lembrar alguns conceitos sobre íons 
no meio aquoso. 
 A adição de ácido clorídrico em água representado pelo esquema abaixo. 
HCl + H2O ←→ H3O+ + Cl- 
Início do estado de equilíbri n 0 0 
No equilíbrio n – x x x 
 
 x HCl se ionizam 
 
 Pelo esquema nota-se uma razão entre o número de partículas do ácido que se encontram 
ionizados e o número de partículas inicialmente adicionadas à água, esta razão é conhecida como 
grau de ionização e é geralmente representado pela letra grega alfa, (α). A partir daí temos: 
 
∝ = 𝑛°.𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛°.𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑖𝑠 ou ∝ % = 100 x 𝑛°.𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠𝑛°.𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑖𝑠 
 
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 Já no meio aquoso a água pura, é formada por moléculas de H2O, íons hidrônio ou 
hidroxônio como também é chamado, (H3O+) e íons hidroxila (OH-). Conforme figura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Nota-se no sistema a transferência de um próton (H+) de uma molécula de água para outra, 
havendo assim a formação de íons em solução, o que é conhecido como auto-ionização da água. 
Os íons formados sofrem atração e reagem, regenerando as moléculas de H2O. 
H2O + H2O ←→ H3O+ + OH- 
 
5. Sais pouco solúveis 
 Os sais são substâncias formadas por íons de cargas opostas (cátions e ânions) de forma que se 
estabeleçam entre estes uma atração eletrostática, que passa a ser designada por ligação iônica. 
Estes íons de cargas opostas organizam-se em redes iônicas (doravante denominadas como rede 
cristalina) que podem tomar varias formas, o que depende de uma variada série de fatores 
decorrentes quando de sua formação, tal como os cristais de cloreto de sódio (NaCl). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dentre a variada gama de sais iônicos, uma propriedade torna-se muito importante de ser 
estudada, a solubilidade. 
Sais que se dissociam em um meio aquoso, ou seja, uma grande quantidade de seus íons 
constituintes sofre o processo de hidratação e se dispersam em solução são chamados solúveis. Isto 
ocorre, pois quando a “força” de atração entre os íons do sal é menor que as “forças” de interação 
dos íons com a água, são estabelecidas interações entre as moléculas de água e os íons constituintes 
deste sal (Figura abaixo) dissolvendo-o no meio e formando uma mistura homogênea. 
 
Estrutura do NaCl 
Na (+) 
Cl ( - ) 
Estrutura da Halita (NaCl) 
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Fonte das imagens: Google. 
 
Porém, quando a “força” de atração entre os íons do sal é maior que as “forças” de interação 
dos íons com a água, o sal é pouco solúvel ou em alguns casos insolúvel. 
Em muitas reações quando são misturam soluções de no mínimo dois sais solúveis, pode 
ocorrer uma reação química, da qual resulta um componente insolúvel, Neste caso, o sal insolúvel 
que se forma deposita-se e passa a ser chamado precipitado. As reações em que se formam 
precipitados chamam-se reações de precipitação. 
Sais como o carbonato de cálcio (CaCO3), o iodeto de prata (AgI) e o cloreto de prata 
(AgCl) são exemplos de sais pouco solúveis. 
Ao investigar a solubilidade dos sais,os químicos sistematizaram esse parâmetro em 
diversas temperaturas. A tabela abaixo apresenta algumas regras utilizadas para a identificação da 
solubilidade de sais formados à temperatura ambiente. 
 
Regras esquemáticas para determinação da solubilidade de sais iônicos em H2O 
Ânions Regras Exceções 
NO3-, NO2-, H3C-COO- Solúveis -x-x-x-x-x-x- 
Cl-, Br-, I- Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+ 
SO42- Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+ 
S2- Insolúveis H+, NH4+, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos 
OH- Insolúveis H+, NH4+, Sr2+, Ba2+ e alcalinos 
PO43-, CO32-, SO32- Insolúveis H+, NH4+ e alcalinos 
Outros ânions Insolúveis H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+ 
 
E.g. 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) ←→ AgCl(s) + NaNO3(aq) 
 
A importância das reações de precipitação se manifesta em vários campos científicos e 
aplicações práticas, como por exemplo, a nível geológico, biológico e industrial, que vão desde o 
processamento de minério, uso para medicamentos, bem como o transporte de poluentes. 
No contexto geológico, por exemplo, o estudo dos sais pouco solúveis contribui para 
explicar a formação de alguns minerais hidrotermais típicos sem ligação direta conhecida com 
qualquer corpo eruptivo tais como a calcita (CaCO3) e a fluorita (CaF2). 
 
NaCl dissolvido em solução. 
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Fonte das imagens: Google. 
 
Nota: A fluorita é utilizada em siderurgia como fundente, na obtenção do ácido fluorídrico de onde se tira 
o flúor, na indústria de vidros, esmalte, instrumentos ópticos e cerâmica. A fluorita é relativamente pouco 
tóxica, quando comparada a outros compostos fluoretados sendo, inclusive, usada em ornamentos como 
colares e cristais captadores de energia (Misticismo). 
 
E.g. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na natureza, existem diversos sais, como os sais minerais que estão dissolvidos nas águas 
(mar, rios, lagos, etc.) e sais que constituem as rochas sob a forma de minerais. Certas rochas são 
constituídas majoritariamente por misturas de sais cristalinos que resultam de sua precipitação a 
partir de diferentes solubilidades. A este fenômeno dá-se o nome de cristalização fracionada. 
A ordem de cristalização sem levar em consideração nenhum outro fator, se dá precipitando 
primeiramente os sais menos solúveis seguindo-se pouco a pouco a todos os outros. Por outro lado, 
os sais que são solúveis em água podem ser obtidos simplesmente através da evaporação do 
solvente, ou seja, a água. 
 
Estrutura da Fluorita (CaF2) Fluorita púrpura-rosa 
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Os sais pouco solúveis (aqueles considerados com solubilidade menor que 0,01 mol/L) 
consistem na junção de soluções aquosas de diferentes sais. Contudo, quando se juntam duas 
soluções de sais diferentes pode ou não ocorrer uma reação de precipitação, situação que depende 
da solubilidade do sal que se pretende obter, se este for pouco solúvel em água, logo precipita sob a 
forma de um sólido cristalino. 
Para prever se um precipitado se forma, é necessário conhecer as suas solubilidades ou, 
então, o seu produto de solubilidade. 
 Então consideremos uma solução saturada de cloreto de prata onde é estabelecido o 
equilíbrio, 
 
AgCl(S) ←→ Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 
 Aplicando o procedimento geral para escrever a expressão da constante de equilíbrio temos: 
 
𝐾 = [𝐴𝑔+][𝐶𝑙−] [𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)] 
 
 A constante de equilíbrio K, multiplicada pela concentração do AgCl (ignorado, uma vez 
que é um sólido puro, logo, sua concentração é constante) passa então a ser chamada constante do 
produto iônico ou simplesmente produto de solubilidade identificado agora como KPS. 
 
K . [AgCl(S)] = KPS = [Ag+] [Cl-] 
 
 Um ponto importante que deve ser lembrado é que a solubilidade de uma substância 
depende muito da temperatura, logicamente, o valor do KPS sofre também esta variação em função 
de seu aumento ou diminuição, conforme pode ser observado abaixo. 
 
AgCl 
Temperatura ( °C ) KPS 
5 2 x 10-11 
10 4 x 10-11 
15 1,8 x 10-10 
20 1,3 x 10-9 
 
 O caso Celobar é um exemplo das consequências que a falta de conhecimento a respeito 
desse assunto pode ocasionar. 
A tabela presente no anexo I apresenta uma série de substâncias com o respectivo valor de 
KPS. 
 
 
 
 
a 
u
m
e 
n 
t 
a 
a 
u
m
e 
n 
t 
a 
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6. Efeito do íon comum 
 Vejamos, como exemplo, o equilíbrio em meio aquoso do mineral fluorita (CaF2), o qual 
pertence a classe dos sais pouco solúveis. 
CaF2(S) ←→ Ca2+(aq) + 2F-(aq) 
 
 Quando da adição ao sistema de uma solução de NaF, o íon fluoreto (F-) gerado por sua 
dissociação aumenta a concentração deste íon no meio, logo desloca o estado de equilíbrio no 
sentido dos reagentes, diminuindo a solubilidade do CaF2, a interferência do íon fluoreto no estado 
de equilíbrio é denominado efeito do íon comum. 
 Se ao mesmo sistema, o íon fluoreto presente a partir do estabelecimento do estado de 
equilíbrio for removido dos produtos, ocorre fato contrário, o equilíbrio desloca-se no sentido destes 
produtos, isto ocasiona o aumento da solubilidade do CaF2. A diminuição deste íon pode ser feita 
pela adição de um ácido forte conforme esquema reacional abaixo. 
F-(aq) + H+(aq) ←→ HF(aq) 
 
 O íon hidrogênio gerado no meio irá consumir o íon fluoreto caracteriza um efeito contrário 
ao íon comum, neste caso, a ação dos íons hidrogênio sobre o íon fluoreto é denominado efeito do 
íon não comum. 
 
7. Hidrólise 
 O termo hidrólise provém de lise = quebra e hidro = água. Então, significa quebra provocada 
pela água. Num contexto mais amplo, podemos definir hidrólise, como um equilíbrio entre um 
par conjugado ácido-base, no qual a água pode participar como ácido ou base fraca no meio. 
 
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O pH que resulta quando cada tipo de sal é dissolvido em água pode ser resumido na tabela 
abaixo: 
 
Tipo de sal pH da solução aquosa 
ácido forte-base forte 7 
ácido fraco-base forte > 7 
ácido forte-base fraca < 7 
ácido fraco-base fraca depende do sal 
 
 A diferença de pH apresentada é justificada em função do tipo de sal que se dissocia, pois, 
sendo o processo total ou parcial, produzirá cátions e ânions que em uma segunda etapa de reação 
devem reagir com a água. Por exemplo, sendo um cátion (M+) de um produzido pela dissociação de 
um sal qualquer, este pode sofrer a reação: 
M+ + H2O ←→ MOH + H+ 
 
 Este comportamento pode ocorrer também com relação a um ânion (X-) gerado: 
X- + H2O ←→ HX + OH- 
 
Desta forma, temos diversas categorias de sais, 
 Sais derivados de ácidos fortes e bases fortes (E.g. HCl + NaOH): NaCl 
 Sais derivados de ácidos fortes e bases fracas (E.g. HCl + NH4OH): NH4Cl 
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fortes (E.g. HCN + KOH): KCN 
 Sais derivados de ácidos fracos e bases fracas (E.g. HCN + NH4OH): NH4CN 
 
 Porém, nem todos os cátions ou ânions reagem com a água, ou seja, se hidrolisam. Então, 
podemos determinar os cátions ou ânions que sofrem hidrólise pelos seguintes casos: 
 
1o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido forte e uma base forte. 
Ex: NaCl 
NaCl + H2O ←→ HCl + NaOH 
Na+ + Cl- + H2O ←→ H+ + Cl- + Na+ + OH- 
H2O ←→ H+ + OH- 
 
 Neste caso a resultante da reação trata-se de água, ou seja, não ocorre a hidrólise, a solução 
resultante desta reação tem pH neutro. 
 
2o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca. 
Ex: NH4Cl 
NH4Cl + H2O ←→ HCl + NH4OH 
NH4+ + Cl- + H2O ←→ H+ + Cl- + NH4OH 
NH4+ + H2O ←→ H+ + NH4OH 
 
 O H+ resultante torna a solução ácida (pH < 7). Diz-se então que o sal que reagiu com aágua 
tem “caráter ácido”. 
 
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3o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte. 
Ex: KCN 
KCN + H2O ←→ HCN + KOH 
K+ + CN- + H2O ←→ HCN + K+ + OH- 
CN- + H2O ←→ HCN + OH- 
 
 O OH- resultante torna a solução básica (pH > 7). Diz-se então que o sal que reagiu com a 
água tem “caráter básico”. 
 
4o Caso: Hidrólise de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca. 
Ex: NH4CN 
NH4CN + H2O ←→ HCN + NH4OH 
NH4+ + CN- + H2O ←→ H+ + CN- + NH4+ + OH- 
H2O ←→ H+ + OH- 
 
 Da mesma forma que no 1o caso, a resultante da reação trata-se de água, ou seja, não ocorre 
a hidrólise, a solução resultante desta reação tem pH neutro. 
 
 Então, podemos de uma maneira geral, enunciar: 
 Um cátion de uma base forte não reage com a água, ou seja, não se hidrolisa; 
 Um ânion de um ácido fraco reage com a água, ou seja, se hidrolisa; 
 Um cátion de uma base fraca reage com a água, ou seja, se hidrolisa; 
 Um ânion de um ácido forte não reage com a água, ou seja, não se hidrolisa. 
 
8. Soluções tampões 
 São soluções que adicionadas a um meio, mantém o pH aproximadamente constante, mesmo 
sendo acrescentado ao meio pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. 
As soluções tampões apresentam enorme importância em determinações laboratoriais e nas 
indústrias, pois muitos processos químicos inorgânicos e orgânicos para ocorrerem integralmente 
precisam de um pH constante, o que se consegue pelo tamponamento do meio, diminuindo 
assim, qualquer efeito adversos causados pelo aparecimento de ácidos ou bases produzidos por 
uma reação secundária. 
Estas soluções são geralmente formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou então, 
por uma base fraca e um sal desta base. 
Ex: Solução tampão HAc/NaAc (pH tamponado ≈ 3,5 – 4,5) 
 
Mecanismo do tampão 
 
NaAc → Na+ + Ac- 
 muito muito 
 
HAc H+ + Ac- 
 pouco pouco 
 (íon comum) 
 
HAc/NaAc 
 
NaAc = acetato de sódio 
HAc = ácido acético 
Ac = íon acetato (CH3COO-) 
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QUÍMICA II 
 
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Se ao meio onde encontra-se presente o tampão esquematizado reacionalmente acima for 
adicionado HCl, 
 
HCl → H+ + Cl- 
 muito 
 
 Então, os íons H+ gerados pela ionização do ácido clorídrico reagirão com os íons Ac- 
presentes em excesso, provenientes da solução tampão HAc/NaAc formando HAc. Não alterando 
significativamente, o pH do meio, já que se trata de um ácido fraco. 
 
H+ + Ac- → HAc 
 
Se, ao invés do HCl for adicionado ao meio tamponado NaOH, 
 
NaOH → Na+ + OH- 
 muito 
 
 Então, a grande quantidade de íons OH- gerados pela dissociação da base reagirão com o 
HAc não ionizado, provenientes também da solução tampão, formando agora íons Ac- e água, que 
também não alteram o pH do meio. 
 
HAc + OH- → Ac- + H2O 
 
Ex: Solução tampão NH4OH/NH4Cl (pH tamponado ≈ 10) 
 
Mecanismo do tampão 
 
 NH4Cl → NH4+ + Cl- 
 muito muito 
 
NH4OH NH4+ + OH- 
 pouco pouco 
 (íon comum) 
 
Se ao meio onde encontra-se presente o tampão esquematizado reacionalmente acima for 
adicionado HCl, 
 
HCl → H+ + Cl- 
 muito 
 
 Então, os íons H+ gerados pela ionização do ácido clorídrico reagirão com a base NH4OH 
não dissociada, provenientes da solução tampão NH4OH/NH4Cl formando íons NH4+ e água. Não 
alterando significativamente, o pH do meio. 
 
NH4OH + H+ → NH4+ + H2O 
 
Se, ao invés do HCl for adicionado ao meio tamponado NaOH, 
 
NaOH → Na+ + OH- 
 muito 
 
NH4OH/NH4Cl 
 
 
 
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QUÍMICA II 
 
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 Então, a grande quantidade de íons OH- gerados pela dissociação da base reagirão com os 
íons NH4+, provenientes também da solução tampão, formando agora a base fraca NH4OH, que 
também não alteram o pH do meio. 
 
NH4+ + OH- → NH4OH 
 
 Os seres vivos utilizam tampões para manter o pH quase que constante, de alguns sistemas 
que constituem seu corpo, de modo que as reações bioquímicas possam ocorrer sempre em 
equilíbrio. Um exemplo, trata-se do sangue humano que tem seu pH estabilizado em torno de 7,4. O 
principal responsável por esta estabilização é um tampão constituído por H2CO3 (1,25 x 10-3 
M)/HCO3- (2,5 x 10-2 M). 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P. e JONES, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna. Porto Alegre: 
Bookman, 2001. * 
 
MAHAN, B.H. e MYERS, R.J. Química - Um Curso Universitário. Tradução da 4a edição 
americana. São Paulo: Edgar Blücher Ltda., 2000. ** 
 
BRADY, J.; HUMISTON, G. Química Geral. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos S.A., 
1986. *** 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books do Brasil Ltda, 1994. 
 
 
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Anexo I. 
Solubilidade em H2O 
 
Substância Fórmula Kps 
hidróxido de alumínio Al(OH)3 2 x10-32 
carbonato de bário BaCO3 8,1 x10-9 
cromato de bário BaCrO4 2,4 x10-10 
fluoreto de bário BaF2 1,7 x10-6 
iodato de bário Ba(IO3)2 1,5 x10-9 
permanganato de bário BaMnO4 2,5 x10-10 
oxalato de bário BaC2O4 2,3 x10-8 
sulfato de bário BaSO4 1,0 x10-10 
hidróxido de berílio Be(OH)2 7,0 x10-22 
hipoclorito de bismuto BiClO 7,0 x10-9 
sulfeto de bismuto Bi2S3 1,0 x10-97 
carbonato de cádmio CdCO3 2,5 x10-14 
oxalato de cádmio CdC2O4 1,5 x10-8 
sulfeto de cádmio CdS l,0 x10-28 
carbonato de cálcio CaCO3 8,7 x10-9 
fluoreto de cálcio CaF2 4,0 x10-11 
hidróxido de cálcio Ca(OH)2 5,5 x10-6 
oxalato de cálcio CaC2O4 2,6 x10-9 
sulfato de cálcio CaSO4 1,9 x10-4 
brometo de cobre I CuBr 5,2 x10-9 
cloreto de cobre I CuCl 1,2 x10-6 
iodeto de cobre I CuI 5,1 x10-12 
tiocianeto de cobre I CuSCN 4,8 x10-15 
hidróxido de cobre II Cu(OH)2 1,6 x10-19 
sulfeto de cobre II CuS 9,0 x10-36 
hidróxido de ferro II Fe(OH)2 8,0 x10-16 
hidróxido de ferro III Fe(OH)3 4,0 x10-38 
iodato de lantânio La(IO3)3 6,0 x10-10 
cloreto de chumbo II PbCl2 1,6 x10-5 
cromato de chmbo II PbCrO4 1,8 x10-14 
iodeto de chumbo II PbI2 7,1 x10-9 
oxalato de chumbo II PbC2O4 4,8 x10-10 
sulfato de chumbo II PbSO4 1,6 x10-8 
sulfeto de chumbo II PbS 8,0 x10-28 
fosfato de amônio-magnésio MgNH4PO4 2,5 x10-13 
carbonato de magnésio MgCO3 l,0 x10-5 
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hidróxido de magnésio Mg(OH)2 1,2 x10-11 
oxalato de magnésio MgC2O4 9,0 x10-5 
hidróxido de manganês II Mn(OH)2 4,0 x10-14 
sulfeto de manganês II MnS 1,4 x10-15 
brometo de mercúrio I Hg2Br2 5,8 x10-23 
cloreto de mercúrio I Hg2Cl2 1,3 x10-18 
iodeto de mercúrio I Hg2I2 4,5 x10-29 
sulfeto de mercúrio II HgS 4,0 x 10-53 
arseniato de prata Ag3AsO4 1,0 x10-22 
brometo de prata AgBr 4,0 x10-13 
carbonato de prata Ag2CO3 8,2 x10-12 
cloreto de prata AgCl 1,0 x10-10 
cromato de prata Ag2CrO4 1,1 x10-12 
cianeto de prata Ag[Ag(CN)2] 5,0 x10-12 
iodato de prata AgIO3 3,1 x10-8 
iodeto de prata AgI 1,0 x10-16 
fosfato de prata Ag3PO4 1,3 x10-20 
sulfeto de prata Ag2S 2,0 x10-49 
tiocianeto de prata AgSCN 1,0 x10-12 
oxalato de estrôncio SrC2O4 1,6 x10-7 
sulfato de estrôncio SrSO4 3,8 x10-7 
cloreto de talio I TlCl 2 x10-4 
sulfeto de talio I Tl2S 5 x10-22 
ferrocianeto de zinco Zn2Fe(CN)6 4,1 x10-16 
oxalato de zinco ZnC2O4 2,8 x10-8 
sulfeto de zinco ZnS 1,0 x10-21 
 
Prof. Dorsan Moraes