C6 CURSO B PROF QUIMICA

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1. POTENCIAL DE REDUÇÃO (E)
Observe a seguir o esquema da pilha de Daniell:
Semirreação E(volts)
2 H+ + 2e– ←→ H2 0,00V (padrão)
Na pilha de Daniell, temos:
– semipilha de Cu: Cu2+ sofre redução, pois tem
maior Ered (+0,34V);
– semipilha de Zn: Zn0 sofre oxidação, pois Zn2+
tem menor Ered (–0,76V).
2. CÁLCULO DA DDP OU VOLTAGEM OU
FORÇA ELETROMOTRIZ DE UMA PILHA (ΔE)
A ddp ou a voltagem de uma pilha pode ser calculada
pela seguinte fórmula:
Exemplo
Pilha de Daniell
ΔE = Emaior – Emenor
(Cu) (Zn)
ΔE = +0,34V – (–0,76V)
Observação
A ddp ou voltagem também pode ser calculada
pela soma das semirreações.
redução: Cu2+ + 2e– → Cu0 + 0,34V
oxidação: Zn0 → Zn2+ + 2e– + 0,76V
––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0 + 1,10V
3. DETERMINAÇÃO DA EQUAÇÃO DE UMA
PILHA USANDO A TABELA DOS ERED
A equação de uma pilha é devida à soma de duas
semirreações: oxidação e redução.
Exemplo
Dados os potenciais de redução, escrever a equa -
ção da pilha entre Zn e Cu.
O fluxo de elétrons no fio elétrico evi den -
cia uma diferença de potencial (ddp) entre
as semipilhas.
Cada semipilha tem o seu potencial ele -
troquímico (E), que é devido às semirrea -
ções que ocorrem em cada semipilha.
O potencial eletroquímico (E) é chamado
de potencial de redução, cujos valores
são fornecidos em tabelas.
redução
mais fácil
que o pa -
drão
{Au
3+ + 3e– ←→ Au0 +1,50V
Ag+ + e– ←→ Ag0 +0,80V
Cu2+ + 2e– ←→ Cu0 +0,34V
redução
mais di fí cil 
que o pa -
drão
{Zn
2+ + 2e– ←→ Zn0 –0,76V
Al3+ + 3e– ←→ Al0 –1,66V
Li+ + e– ←→ Li0 –3,00V
Maior Ered → mais fácil a redução da es -
pécie de uma semirreação ou semipilha.
ΔE = Emaior – Emenor
ΔE = +1,10V
Semirreação de maior Ered: mantida (igual
à da tabela), pois haverá redução.
Semirreação de menor Ered: invertida,
pois haverá oxidação.
FRENTE 1 Físico-Química 
MÓDULO 24 Eletroquímica (II): Potencial de Redução e Voltagem
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Zn2+ + 2e– ←→ Zn0 E = – 0,76V
Cu2+ + 2e– ←→ Cu0 E = + 0,34V
Resolução
Zn2+ (menor E, invertida) Zn0 ←→ Zn2+ + 2e–
Cu2+ (maior E, mantida) Cu2+ + 2e– ←→ Cu0
–––––––––––––––––––––––––
Zn0+Cu2+ ←→ Zn2++ Cu0
4. CORROSÃO DO FERRO
A reação global do processo pode ser assim equa-
cionada:
2 Fe + O2 + x H2O → Fe2O3 . x H2O
(ferrugem)
Proteção contra a corrosão:
a) ferro galvanizado (ferro revestido de zinco);
b) lata (ferro revestido de estanho);
c) ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na su -
perfície e que funcionam como eletrodo de sacri -
fício.
Se o ferro galvanizado for riscado e ficar exposto ao
ar, irá formar Fe2+, mas o Zn0 imediatamente o transfor-
ma em Fe0.
Fe2+ + Zn0 → Fe0 + Zn2+
Observação
Na lata, o estanho só protege o ferro enquanto esti -
ver revestindo-o, pois tem maior Ered que o Fe
2+. For -
ma-se uma película de SnO2 que protege o estanho
restante e o ferro. 
Na presença de ar úmido ou de água con -
tendo oxigênio dissolvido, o ferro sofre um
processo de oxidação, transformando-se
num produto chamado ferrugem (mistura
de Fe(OH)2 e Fe(OH)3).
3
––
2
Os eletrodos de sacrifício devem ter
menor Ered que o Fe
2+. Os mais usados
são: Mg ou Zn.
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MÓDULO 25 Eletrólise Ígnea
1. CONCEITO DE ELETRÓLISE
Exemplo
NaCl Na + Cl2 { }
2. ESQUEMA DA ELETRÓLISE
O material a ser eletrolisado é colocado em um reci-
piente contendo dois eletrodos (Pt ou Cgrafita) ligados a
um gerador.
É uma reação de oxirredução provocada
por corrente elétrica proveniente de uma
pilha.
corrente
⎯⎯⎯⎯→
elétrica
1
––
2
reação de análise
ou decomposição
O eletrodo negativo atrai cátion e, por
isso, é chamado de catodo.
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3. SEMIRREAÇÃO CATÓDICA
Equação geral
redução
Cx+ + x elétrons ⎯⎯⎯→ C
provenientes do eletrodo
Exemplos
Ag+ + e– → Ag
Zn2+ + 2e– → Zn
Al3+ + 3e– → Al
2 H+ + 2e– → H2
4. SEMIRREAÇÃO ANÓDICA
Equação geral
oxidação
Ay– ⎯⎯⎯→ A + y elétrons que vão para o eletrodo
Exemplos
2 Cl– → 2e– + Cl2
2 F– → 2e– + F2
2 Br– → 2e– + Br2
2 I– → 2e– + I2
S2– → 2e– + S
2 OH– → 2e– + O2 + H2O
Observações
5. ELETRÓLISE ÍGNEA
Exemplo
Eletrólise ígnea do NaCl.
Inicialmente vamos derreter o NaCl (s).
Δ
NaCl (s) ⎯→ Na+ (l) + Cl– (l)
Haverá a ocorrência de duas semirreações:
catodo (–) Na+ + e– → Na
anodo (+) Cl– → e– + Cl2
Somando-se algebricamente os três processos
ocorridos, temos:
NaCl → Na+ + Cl–
Na+ + e– → Na
Cl– → e– + Cl2
––––––––––––––––––––––
NaCl → Na + Cl2
A eletrólise ígnea do NaCl produz sódio metálico e
gás cloro. 
O eletrodo positivo atrai ânion e, por isso,
é chamado de anodo.
Os cátions são atraídos pelo catodo e
sofrem redução, isto é, recebem elétrons
do eletrodo.
Os ânions são atraídos pelo anodo e sofrem
oxi da ção, isto é, cedem elétrons ao
eletrodo.
1––
2
Esses processos são chamados de “descar -
gas”, porque comumente o cátion e o ânion
perdem as suas cargas.
O material, para sofrer eletrólise, deve
possuir íons livres.
O material, antes de ser eletrolisado, é
aque cido até a fusão (vira líquido).
1––
2
1––
2
1––
2
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1. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA
Por exemplo, na eletrólise em solução aquosa do
NaNO3, obtemos:
• gás hidrogênio (H2) no cátodo, evidência de que
a água (H2O) sofreu redução; o cátion Na
+ fica
dissolvido na água e não sofre redução.
• gás oxigênio (O2) no ânodo, evidência de que a
água (H2O) sofreu oxidação; o ânion NO3
– fica
dissolvido na água e não sofre oxidação.
2. REDUÇÃO DA ÁGUA (CATODO)
A redução da água pode ser explicada com a
utilização do seguinte mecanismo:
dissociação da H2O 2 H2O ←→ 2 H
+ + 2 OH–
redução do H+ 2 H+ + 2e– ←→ H2
––––––––––––––––––––––––
redução da água 2 H2O +2e
–
←→ H2+2 OH
–
(usada nos exercícios)
3. OXIDAÇÃO DA ÁGUA (ANODO)
A oxidação da água pode ser explicada com a
utilização do seguinte mecanismo:
dissociação da H2O 2 H2O ←→ 2 H
+ + 2 OH–
oxidação do OH– 2OH– ←→ 2e–+ O2 +H2O
––––––––––––––––––––––––––
oxidação da água H2O ←→ 2e
– + O2 + 2 H
+
(usada nos exercícios)
4. PREVISÃO DOS PRODUTOS NUMA 
ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA
❑ Catodo
A competição entre o cátion do material e a água
poderá ser decidida pela tabela seguinte:
❑ Anodo
A competição entre o ânion do material e a água
poderá ser decidida pela tabela seguinte:
Exemplo
Eletrólise em solução aquosa do NaCl.
Inicialmente vamos dissolver o NaCl em água.
H2O
NaCl (s) ⎯⎯→←⎯⎯ Na+ (aq) + Cl– (aq)
Haverá a ocorrência de duas semirreações:
catodo (–) : 2 H2O + 2e
– →← H2 + 2 OH
–
anodo (+) : 2 Cl – →← 2e– + Cl2
Somando-se algebricamente os três processos
ocorridos, temos:
2 NaCl →← 2 Na+ + 2 Cl–
2 H2O + 2e
– →← H2 + 2 OH
–
2 Cl– →← 2e– + Cl2––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2NaCl +2H2O →← H2 + Cl2 +2Na++2OH– (2NaOH)
O material, antes de ser eletrolisado, é
dissolvido na água.
Numa eletrólise aquosa, temos as se -
guintes possibilidades:
catodo anodo
redução do cátion 
do material ou
redução da água
oxidação do ânion 
do material ou
oxidação da água
1
––
2
1
––
2
cátions demais cátions
1 ou 1A (Li+, Na+, K+) H+, Fe3+, Zn2+,
2 ou 2A (Mg2+, Ca2+, Ba2+) H2O Cu2+, Ag+, Au3+
Al 3+
não sofrem redução sofrem redução
em água em água
facilidade de redução aumenta
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
F– OH–H2Oânions oxigenados ânions não oxigenados
(NO3
–
, SO4
2–
, PO4
3–) (S2–, I–, Br–, Cl–)
não sofrem oxidação sofrem oxidação
em água em água
facilidade de oxidaçãoaumenta
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
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MÓDULO 26 Eletrólise em Solução Aquosa
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A eletrólise da salmoura produz H2 no catodo,
Cl2 no anodo e solução aquosa de NaOH (soda cáus -
tica).
5. APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE
A eletrólise é um processo útil na obtenção
industrial de vários elementos químicos. 
Por exemplo:
sódio: eletrólise ígnea de NaCl;
alumínio: eletrólise ígnea de Al2O3 (bauxita);
cloro: eletrólise de NaCl (fundido ou em solução
aquosa).
A eletrólise é muito utilizada na galvanoplastia,
isto é, no recobrimento de objetos com uma fina
camada de metal. Vários cátions metálicos, após a
redução, ficam grudados no catodo, o que provoca a
formação de uma camada de metal. Por exemplo:
niquelação: recobrimento de um objeto com níquel;
cromação: recobrimento de um objeto com cromo.
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MÓDULO 27 Estequiometria na Eletrólise
1. ESTEQUIOMETRIA NA ELETRÓLISE
Exemplo
Formação de prata metálica no cátodo.
Ag+ + e– → Ag
1 mol 1 mol 1 mol
Um mol de Ag+, ao receber um mol de elétrons,
produz um mol de Ag.
2. CARGA DE 1 MOL DE ELÉTRONS (F)
Em 1909, Millikan determinou que a carga elétrica
de um elétron é igual a 1,6 . 10–19C e, como sabemos
que 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 . 1023 elé-
trons, podemos calcular a carga de 1 mol de elétrons
por regra de três:
1 elétron –––––––––––––––––– 1,6 . 10–19C
6,02 . 1023 elétrons –––––– x
Observação: Nos exercícios que envolvem
estequiometria na eletrólise, é comum usar a seguinte
fórmula:
Q = quantidade de carga em coulombs (C)
i = corrente elétrica em ampères (A)
t = tempo decorrido em segundos (s)
Exemplo
Formação de prata metálica no catodo.
Ag+ + e– → Ag
1 mol 1 mol 1 mol
Podemos deduzir que
1 mol de produz 1 mol de Ag (108g)
ou
96500 C produzem 1 mol de Ag (108g)
ou
1F produz 1 mol de Ag (108g)
3. ELETRÓLISE EM SÉRIE
Exemplo
Pelo esquema, podemos notar:
A quantidade (de matéria, massa ou volu -
me, se for gás) que é produzida em um ele -
tro do está relacionada com a sua semir rea -
ção.
x ≅ 96500 C
96500 C correspondem à carga de 1 mol
de elétrons e essa quantidade é de -
nominada cons tante de Faraday (1F).
Q = i t
e–
Podemos realizar várias eletrólises com a
utilização de um mesmo gerador e formar
um circuito em série.
As quantidades de cargas envolvidas nas
duas cubas são iguais.
Q1 = Q2
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FRENTE 2 Química Orgânica
MÓDULO 24 Esterificação – Lipídios
1. ESTERIFICAÇÃO
Exemplo
Com o auxílio do isótopo 18 do oxigênio, provou-se
que, nos álcoois primários, o OH sai do ácido e o H do
álcool:
2. ÁCIDO GRAXO
Exemplos
Observações
• Ácidos graxos estão presentes nos óleos e gor -
duras.
• Fórmula geral de ácido graxo saturado:
CnH2n+1COOH.
Modelo molecular do ácido palmítico.
Modelo molecular do ácido oleico (cis).
3. ÓLEOS E GORDURAS
Exemplos
Essa reação ocorre quando um ácido
reage com um álcool, produzindo éster e
água, sendo que a reação inversa é
denominada reação de hidrólise.
esterificação
ácido + álcool ←⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ éster + água
hidrólise
H3C — C —
O
+ H O — CH3
OH
H3C — C —
O — CH3 + H2O
etanoato de metila
acetato de metila
 metanol
álcool metílico
ácido etanoico
ácido acético
esterificação
hidrólise
——
O
——
R — COO — R + H2O
18
éster com oxigênio-18
COOH + HO — R
18
álcool
 1.ário
R — → →
Ácido carboxílico com 12 ou mais
átomos de carbono, de cadeia aberta
normal, podendo ser saturado ou
insaturado.
C15H31 — C
O
OH
— C17H35 — C
OH
—
ácido palmítico ácido esteárico ácido oleico, insa-
turado (tem uma 
dupla-ligação)saturados
C17H33 — C
OH
—
—— O—— O——
São misturas contendo ésteres do glicerol
com ácidos graxos e pertencem à classe
dos lipídios.
2 H
— —
O
H2C — O H HO — C — R1 
HC — O H HO — C — R2
— —
O
+
H2C — O H HO— C — R 3 
 glicerol
glicerina
ácidos graxos
— —
O
propano-1,2,3-triol
— —
O
+
triéster do glicerol
 óleo ou gordura
HC — O — C — R 2O 
H2C — O — C — R1 H2O 
 H2C — O — C — R3 H2O 
— —
O
— —
O
H2C — O — C — R1
— —
O
 HC — O — C — R2
— —
O
 H2C — O — C — R3
— —
O
gordura
óleo
• prevalece cadeia
 saturada 
• sólida a 25°C
• prevalece cadeia 
 insaturada 
• líquido a 25°C
Óleos e gorduras podem ser chamados de
gli cerídeos ou triglicerídeos.
Origem Gorduras Óleos
Animal
• sebo (bovinos)
• banha (suínos)
• manteiga (leite)
• fígado de bacalhau
• capivara
Vegetal
• gordura de coco
• manteiga de cacau
• caroço de algodão
• amendoim
• oliva
• milho
• soja
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óleo manteiga
4. FABRICAÇÃO DE MARGARINA
Os óleos possuem cadeias carbônicas in -
saturadas por ligações duplas, que podem
sofrer hidrogenação catalítica, sendo
assim transformados em gorduras.
H2Óleo (insaturado) ⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ margarina 
catalisador (gordura)
Assim, os óleos de milho, soja, girassol e
outros podem ser convertidos em mar -
garina por meio da hidrogenação cata lítica.
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Exemplo
O O
|| ||
H2C — O — C — C17H33 H2C — O — C — C17H35
O O
|| Ni ||
HC — O — C — C17H33 + 3H2 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ HC — O — C — C17H35
O
catalisador O
|| ||
H2C — O — C — C17H33 H2C — O — C — C17H35
trioleína triestearina 
margarina
5. SAPONIFICAÇÃO
Observações
• Detergentes: sais de ácidos sulfônicos de cadeia
longa.
• Detergente de cadeia ramificada não é decom -
posto por um micro-organismo aquático (não
biodegra dável).
6. ATUAÇÃO NA LIMPEZA
A molécula de um sabão ou de um detergente pode
ser representada por:
óleo ou gordura + base ⎯→ sabão + glicerol
H2C — O — C — R
——
O
HC — O — C — R
H2C — O — C — R
——
O
——
O
+
óleo ou gordura
 3 R — C
sabão
—
—O
—
O– Na+
+ HC — OH
H2C — OH 
H2C — OH 
glicerol
NaOH 
NaOH
NaOH
→
→
Sabão é um sal de ácido graxo, isto é, um
sal de ácido carboxílico de cadeia longa.
A utilização de NaOH irá originar sabão
duro, e quando utilizarmos KOH, obteremos
sabão mole (creme de barbear).
dodecilbenzenossulfonato de sódio
C12 H25 SO3 Na
+–
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Quando as moléculas do sabão ou deter -
gente se aproximam da sujeira apolar, a ca -
deia apolar interage com ela, e a parte polar
interage com a água. Devido à agitação,
formam-se as micelas (sujeira envolvida pelo
sabão), que ficam dispersas na água.
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104 –
MÓDULO 25 Caráter Ácido e Básico – Aminoácidos e Proteínas
1. REAÇÃO COM BASES
❐ ácido carboxílico: reage
❐ fenol: reage
❐ álcool: não reage (caráter neutro)
H3C — CH2OH + NaOH ⎯→ X
etanol
Observações
• Ácido carboxílico reage com NaHCO3 (encon tra -
do em certos talcos), de acordo com a equação:
• Amina tem caráter básico, portanto, reage com
ácido. 
Exemplo
R — NH2 + HCl ⎯→ R — NH3
+ + Cl–
2. AMINOÁCIDOS
Fórmula geral de α-aminoácidos: 
Exemplos
ácido α-aminoacético ácido α-aminopropanoico
(glicina) (alanina)
3. LIGAÇÃO PEPTÍDICA
H3C — C 
O——
—
OH
+ NaOH H3C — C 
ácido etanoico
ácido acético
etanoato de sódio
acetato de sódio
sal orgânico
—
O– Na+
 + HOH
——O
 OH + NaOH 
fenol
ácido fênico
 O–Na+ + HOH
fenóxido de sódio
R — C + NaHCO3 R — C+ H2CO3—
O
OH
—
O
O– Na+ CO2 + H2O
—— ——
São compostos que apresentam funções ami -
na (– NH2) e ácido (– COOH).
Os α-aminoácidos são importantes, porque
for mam as proteínas, substâncias indis pen sá -
veis às células vivas. Nos vegetais e animais,
só encontramos α-aminoácidos.
É a ligação entre o radical ácido (–COOH)
de uma molécula e o radical básico (–NH2)
de outra molécula de aminoácido.
H — N — C — C — N — C — C + H2O
—
—
O
—
OH
—
H
—
H
—
R
—
R
— —
O
—
H
—
H
—
Portanto, a ligação peptídica é: — C — N —
—
H
O
—
H — N — C — C + H — N — C — C 
—
—O ——O
—
OH
——
—
OH
—
—
RH
H
—
H
R
—
H
dipeptídio
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4. HIDRÓLISE DE PROTEÍNAS
pedaço de proteína α A α A α A α A
ligação peptídica 
ou amídica
α A = alfa aminoácido
proteína = poliamida
Quando uma proteína é aquecida até a fer -
vura em uma solução aquosa de ácido forte
ou base forte, ocorre a hidrólise dessa pro -
teína, ou seja, são quebradas todas as liga -
ções peptídicas, resultando em aminoá -
cidos livres.
As proteínas resultam da condensação de
milhares de moléculas de α-aminoácidos (a
massa molecular varia, em geral, entre
10.000u e 5.000.000u).
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Exemplo
Hidrólise de um peptídio (cadeia de 50 ou menos aminoácidos).
Nessa hidrólise são obtidos quatro aminoácidos diferentes.
H3N+ — CH2 — C — N — CH — C — N — CH — C — N — CH — C — N — CH2 — C — O– 
O O O O
quebra quebra quebra quebra
OH SH
= = = =
H CH3 O H CH2 H CH2 H
— — = — — — — —
— —
MÓDULO 26 Hidratos de Carbono
1. GLICÍDIOS OU HIDRATOS DE CARBONO
OU CARBOIDRATOS OU AÇÚCARES
Exemplos de açúcares são a glicose e a frutose.
2. CLASSIFICAÇÃO DOS AÇÚCARES
❑ Oses ou monossacarídeos
Aldose: poliálcool – aldeído. 
Exemplo: glicose
Cetose: poliálcool – cetona. 
Exemplo: frutose
❑ Dissacarídeos
H+
C12H22O11 + H2O ⎯→ C6H12O6 + C6H12O6
sacarose glicose frutose
❑ Polissacarídeos
H+
(C6H10O5)n + nH2O ⎯→ nC6H12O6 obtenção
amido ou glicose industrial
celulose da glicose
3. FERMENTAÇÃO
São compostos de função mista poliálcool-
aldeído ou poliálcool-cetona.
H — C — OH
C
H O
HO — C — H
H — C — OH
H — C — OH
H 2 C — OH
glicose (C 6 H 12 O 6 ) 
poliálcool-aldeído 
aldose 
C
HO — C — H
H — C — OH
H — C — OH
H 2 C — OH
frutose (C 6 H 12 O 6 ) 
poliálcool-cetona 
cetose 
O
H 2 C — OH
Não sofrem hidrólise, isto é, não reagem
com água. 
Exemplos: glicose e frutose.
Sofrem hidrólise produzindo duas mo lé cu -
las de oses. Exemplos: sacarose, lac to se e
maltose.
Sofrem hidrólise produzindo muitas molé -
culas de ose. Exemplos: amido, celulose e
glicogênio.
Reação entre compostos orgânicos, cata -
lisada por substâncias (enzimas ou fer -
men tos), elaboradas por micro-or ga nis -
mos.
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Quando se extrai a sacarose (açúcar comum) do
caldo de cana, obtém-se um líquido denominado
melaço, que contém ainda 30% a 40% de açúcar.
Coloca-se o melaço em presença do lêvedo
Saccharomyces cerevisiae, que elabora uma
enzima chamada inver tase, que catalisa a hidrólise
da sacarose.
invertase
C12H22O11 ⎯⎯⎯⎯⎯→ C6H12O6 + C6H12O6
sacarose glicose frutose
A hidrólise da sacarose é chamada de inversão da
sacarose. A sacarose, na presença de ácidos minerais,
também sofre hidrólise.
O Saccharomyces cerevisiae elabora outra enzima,
chamada zimase, que catalisa a transformação dos
dois isômeros em álcool etílico.
zimase
C6H12O6 ⎯⎯→ 2C2H5OH+2CO2 (fervura fria)
glicose ou etanol 
frutose (álcool etílico)
As substâncias empregadas como ma -
téria-prima na fabricação de álcool etílico,
pelo processo de fermentação, são mela -
ço de cana-de-açúcar, suco de beterraba,
cereais e madeira.
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4. PRINCIPAIS AÇÚCARES
• Glicose (C6H12O6)
• Sacarose (C12H22O11)
• Amido (C6H10O5)n
A glicose também é conhecida como dextrose, açúcar do sangue ou açúcar das uvas. É a
fonte imediata de energia para as reações que ocorrem em nossas células, tais como
aquelas que dão origem aos movimentos musculares, à cicatrização de machucados e à
transmissão de impulsos nervosos. A concentração normal de glicose no sangue situa-se
entre 60 e 100mg/100mL.
Açúcar de cana, açúcar de mesa ou açúcar de beterraba são alguns nomes usados para
designar a sacarose. É esse o açúcar comum que adquirimos em supermercados e que
usamos em casa.
Grânulos de amido podem ser encontrados em sementes (milho, arroz e feijão), caules (batata),
raízes (mandioca) ou folhas (alcachofra). Nosso organismo é capaz de digerir o amido, que,
depois de hidrolisado no intestino, fornece glicose. As moléculas de glicose passam para a
corrente sanguínea e são distribuídas pelo corpo, para serem usadas como fonte de energia.
C6_BDE_QUIM_TEORIA_ALICE 04/05/12 14:39 Página 106
• Celulose (C6H10O5)n
Os hidratos de carbono apresentam enorme inter-
relação com os seres vivos. Na fotossíntese, as plantas
utilizam água e gás carbônico para produzir glicose. As
moléculas de glicose podem combinar-se de duas
maneiras diferentes, originando o amido e a celulose.
Todos os vegetais contêm celulose, um
importante material estrutural que forma a
parede das células vegetais. Ela não é
digerida pelo organismo humano, uma vez
que este não possui enzimas digestivas
para tal finalidade.
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MÓDULO 27 Petróleo
1. PETRÓLEO
2. OCORRÊNCIA DO PETRÓLEO
3. FRACIONAMENTO DO PETRÓLEO
É uma mistura de compostos, princi pal -
men te de hidrocarbonetos.
O petróleo é um líquido oleoso de coloração
escura, insolúvel em água e menos denso
que ela.
O petróleo é encontrado no subsolo da crosta
terres tre (em terra firme ou no mar). O
petróleo é retirado por perfurações que atin -
gem o poço petrolífero.
Para separar as principais frações do
petróleo, usa-se o processo de destilação
fracionada.
O petróleo é aquecido e obrigado a subir
por uma torre de fracionamento (coluna de
aço inox cheia de obstáculos em seu in -
terior). Nas regiões mais frias ao longo da
torre, as diferentes frações liquefazem-se
e são recolhidas.
C6_BDE_QUIM_TEORIA_ALICE 04/05/12 14:39 Página 107
4. CRACKING OU CRAQUEAMENTO
CATALÍTICO DO PETRÓLEO
Δ
Molécula grande ⎯⎯→ Moléculas menores
cat
Exemplo
A hidrogenação do octeno produz octano (compo-
nente da gasolina).
Por meio do cracking, obtêm-se compostos impor -
tan tes, tais como eteno ou etileno (C2H4), etino ou aceti -
leno (C2H2) e hidrogênio (H2).
5. REAÇÃO DE ISOMERIZAÇÃO
Δ
CnH2n+2 (normal) ⎯→ CnH2n+2 (ramificado)cat
Exemplo
Gasolina com alto teor de alcano ramificado é de
boa qualidade, pois a combustão de um alcano ra mi -
ficado é mais lenta que seu isômero de cadeia normal. 
6. REFORMA CATALÍTICA
Exemplos
Algumas aplicações das frações de petróleo:
• gás natural (metano): combustível
• gás engarrafado ou GLP (propano + butano):
com bustível
• éter de petróleo (5C a 6C): solvente orgânico
• benzina (6C a 7C): solvente orgânico
• gasolina: combustível para motores
• nafta: matéria-prima da indústria petroquímica
• querosene: combustível doméstico e de avião
• óleo diesel: combustível para motores
• óleo lubrificante: máquinas e motores
• parafina: fabricação de velas, impermeabili zan -
tes e indústria de alimentos
• vaselina: pomadas, cosméticos e lubrificantes
• asfalto: pavimentação
A fração de maior consumo é a fraçãogasolina. A percentagem de gasolina no
petróleo varia de acordo com a sua
procedência, mas em média é de 10%.
Para aumentar a quantidade em gasolina,
utiliza-se um processo chamado cracking,
que consiste em quebrar as moléculas
maiores. Isto é feito com o aquecimento das
frações mais pesadas que a gasolina na pre -
sença de catalisadores, para obter
hidrocarbonetos de cadeias menores
(componentes da gasolina).
500°C
C16H34 ⎯⎯⎯→ C8H18 + C8H16 (uma das
hexadecano cat octano octeno reações que 
↓ ocorrem) 
componente da 
gasolina
A ruptura da cadeia carbônica pode ocorrer
em qualquer ligação C — C, por isso o
cracking produz uma mistura de vários
hidrocarbonetos com cadeias carbônicas
menores.
Os alcanos de cadeia normal, por aque ci -
mento com catalisador, transformam-se em
alcanos isômeros de cadeia ramifi ca da.
ΔCH3 — CH2 — CH2 — CH3 ⎯→catbutano
→ CH3 — CH — CH3
|
CH3
2-metilpropano
Os alcanos, por aquecimento com cata -
lisador, transformam-se em hidrocar bo -
netos aromáticos.
H3C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 + 4H2 
 
cat 
H3C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2— CH3
 
cat 
 + 4H2 
CH3 
hexano benzeno 
heptano metilbenzeno 
 tolueno 
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1. EQUILÍBRIO IÔNICO – CONCEITO
Exemplo
Cr2O7
2–(aq) + H2O(l) →← 2CrO4
2–(aq) + 2H+(aq)
alaranjado amarelo
Os exemplos mais importantes de equilíbrios iôni-
cos são: solução aquosa de ácidos e solução
aquo sa de bases.
2. SOLUÇÃO AQUOSA DE ÁCIDOS
Exemplos
HCl(aq) + H2O(l) ←→ H3O
+(aq) + Cl–(aq)
ou, simplificadamente:
HCl(aq) ←→ H+(aq) + Cl
–(aq)
Kc = Ki = Ka = 1,0 . 10
7
Ka = = 1,0 . 10
7
• O numerador é 1,0 . 107 vezes o denom i -
nador.
• Alta tendência para liberar H+.
HCN(aq) ←→ H+(aq) + CN–(aq)
Kc = Ki = Ka = 4,9 . 10
–10
Ka = = 4,9 . 10
–10
• O numerador é menor que o denominador.
• Baixa tendência para liberar H+.
Conclusão
Observações
• Quando um ácido apresenta mais de um hidro-
gênio ionizável, podemos escrever uma constante de
acidez para cada etapa de ionização. 
Exemplos
H2S(aq) →← H
+(aq) + HS–(aq) K1 = 1,0 . 10
–7
HS–(aq) →← H+(aq) + S2–(aq) K2 = 1,0 . 10
–14
• Sempre: K1 > K2 > ……
3. SOLUÇÃO AQUOSA DE BASES
Exemplo
NH3 + H2O →← NH4
+ + OH–
Kc = Ki = Kb = 1,8 . 10
–5
Kb = 
Quando a água é solvente, sua concentração é tão
alta em relação aos demais componentes que é consi-
derada constante, sendo omitida na expressão de Kc.
É todo equilíbrio químico do qual parti -
cipam íons.
Nesse equilíbrio, a constante de equilíbrio
(Kc) pode ser simbolizada por Ki ou Ka
(constante de ionização de um ácido).
[H+] . [Cl–]
––––––––––
[HCl]
[H+] . [CN–]
–––––––––––
[HCN]
Ácido forte: 
bastante ionizado: alto valor de Ka.
Ácido fraco: 
pouco ionizado: baixo valor de Ka.
Quanto maior for o valor da constante de
ionização de um ácido (Ka), maior será a
força desse ácido.
Nesse equilíbrio, a constante de equilíbrio
(Kc) pode ser simbolizada por Ki ou Kb
(constante de ionização de uma base).
[NH4
+] . [OH–]
–––––––––––––
[NH3] Q
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FRENTE 3 Físico-Química
MÓDULO 24 Equilíbrio Iônico
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Adicionando-se uma solução de NaOH a uma so lução
con ten do íon Cr2O7
2–(aq) (ala ran ja do), o equilíbrio .
é des locado no sen tido do íon CrO4
2–(aq) (ama relo).
Cr2O
2–
7 (aq) + H2O(l) 
→
← 2CrO
2–
4 (aq) + 2H
+(aq)
→↓
H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l)
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MÓDULO 25 KW, pH e pOH
O HCl gasoso é muitíssimo solúvel
em água. Na apa re lhagem abaixo, o
HCl(g) e a água não estão inicialmente em
contato.
Início da experiência
Fim da experiência
Coloca-se o HCl(g) em contato com a
água, girando (abrindo) a torneira.
A solução de água contendo tornas -
sol muda de azul para vermelho.
O tornassol em meio neutro ou bási -
co é azul e, em meio ácido, é vermelho.
A reação que ocorre é a dissolução
do HCl(g), com a sua ionização.
HCl(g) →← HCl(aq)
HCl(aq) + H2O(l) →← H3O+(aq) + Cl–(aq)
Devido à diminuição da pressão
dentro do balão, pois ocorre a dissolução
do HCl(g) em água, observa-se um
chafariz de água dentro do balão. A água
se desloca de baixo para cima, ou seja, da
cuba para o balão.
Solubilidade do HCl (g) em água
A IONIZAÇÃO DA ÁGUA
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1. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
Na água líquida, devido às colisões intermolecu-
lares, algumas moléculas de água são quebradas para
originar o equilíbrio:
H2O(l) →← H+(aq) + OH–(aq)
Na água pura, a concentração de íons H+ é sem -
pre igual à concentração de íons OH–, pois cada molé -
cula de água ionizada origina um íon H+ e um íon OH–.
A 25°C, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na
água pura são iguais entre si e apresentam um valor
igual a 1,0 . 10–7mol/L.
2. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (KW)
Considerando o equilíbrio da água:
H2O(l) →← H+(aq) + OH–(aq)
Kc = em que [H2O] = constante
Kc [H2O] = [H
+] [OH–]
(Produto iônico da água)
O valor de Kw pode ser calculado, a 25°C, pois já
conhecemos os valores de [H+] e [OH–] a essa tempe-
ratura:
Kw = 1,0 . 10
–7 . 1,0 . 10–7
Observações
• O Kw sempre apresenta um valor constante a
uma dada temperatura, tanto em água pura
como em soluções aquosas.
• Adição de ácido na água pura aumenta a [H+].
• Adição de base na água pura aumenta a [OH–].
• Quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução.
• Quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é
a solução.
• Para solução ácida, temos: [H+] = α . M
• Para solução básica, temos: [OH–] = α . M
α = grau de ionização ou dissociação
M = concentração em mol/L
3. ESCALA DE pH – ESCALA DE pOH
O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo bioquí-
mico Sorensen, para facilitar seus trabalhos no controle
de qualidade de cervejas.
Exemplo
25°C
→ pH = – log 10–5 → pH = 5
→ pOH = – log 10–9 → pOH = 9
Na água e nas soluções neutras, a 25°C, temos:
[H+] = [OH–] = 1,0 . 10–7mol/L
A escala de pH apresenta normalmente valores que
variam de zero a 14.
Observações
• Quanto mais ácida for a solução, menor será o
pH.
• Quanto mais básica for a solução, maior será o
pH.
pH = 7 meio neutro
pH < 7 meio ácido
pH > 7 meio básico ou alcalino
solução neutra: pH = pOH = 7
• Meio neutro [H+] = [OH–]
• Meio ácido [H+] > [OH–]
• Meio básico [H+] < [OH–]
pOH = – log [OH–]pH = – log [H+]
A 25°C: pH + pOH = 14
25°C: Kw = 1,0 . 10
–14
água pura ⇒ [H+] = [OH–]
água pura a 25°C ⇒
⇒ [H+] = [OH–] = 1,0 . 10–7mol/L
[H+] . [OH–]
––––––––––––
[H2O]
Kw = [H
+] . [OH–]
[H+] = 10–5mol/L
[OH–] = 10–9mol/L
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1. HIDRÓLISE SALINA
A equação clássica do processo é
ou
C+A– + HOH →← HA + COH
sal ácido base
Para se obter a equação mais correta do processo,
devem-se seguir as seguintes regras:
• dissociar o sal (separar o cátion do ânion)
• ionizar o ácido forte (HA → H+ + A–)
• dissociar a base forte (COH → C+ + OH–)
2. ACIDEZ E BASICIDADE DAS SOLUÇÕES 
AQUOSAS DOS SAIS
❑ Hidrólise de sal de ácido forte e base fraca
Exemplo
NH4NO3 { NH4OH : base fracaHNO3 : ácido forte
A equação clássica do processo é
NH4NO3 (aq) + HOH (l) →← NH4OH (aq) + HNO3 (aq)
base fraca ácido forte
• NH4NO3, por ser sal solúvel, encontra-se disso-
ciado:
NH4NO3 → NH4
+ + NO3
–
• HNO3, por ser ácido forte, encontra-se ionizado:
HNO3 → H
+ + NO3
–
Assim, a maneira mais correta de representar a
reação é
Conclusão
❑ Hidrólise de sal de ácido fracoe base forte
Exemplo
NaCN { NaOH :base forteHCN : ácido fraco
A equação clássica do processo é
NaCN (aq) + HOH (l) ←→ NaOH (aq) + HCN (aq)
base forte ácido fraco
• NaCN, por ser sal solúvel, encontra-se disso-
ciado:
NaCN → Na+ + CN–
• NaOH, por ser base forte, encontra-se disso-
ciada:
NaOH → Na+ + OH–
Condição: formar um ácido fraco ou base
fraca.
NH4
+(aq) + H2O(l) ←→ NH4OH(aq) + H+(aq)
A presença do íon H+ justifica a acidez da
solução (pH < 7).
Note que a hidrólise foi do cátion, ou seja,
do íon proveniente da base fraca.
Sal de ácido forte e base fraca: caráter
ácido
Hidrólise do cátion: C+ + HOH ←→ COH + H
+
Quando um sal se dissolve em água, ele se
dissocia totalmente para produzir cátions e
ânions que podem reagir com a água por
um processo denominado hidrólise salina.
Hidrólise salina é o processo em que o(s)
íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m)
com a água.
sal + água →← ácido + base
NH4
+(aq) + NO–3 (aq) + H2O(l) ←→
←→ NH4OH(aq) + H
+(aq) + NO–3 (aq)
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MÓDULO 26 Hidrólise Salina
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Assim, a maneira mais correta de representar a
reação é
Conclusão
❑ Hidrólise de sal de 
ácido fraco e base fraca
Exemplo
NH4CN { NH4OH : base fraca Kb = 1,8 . 10
–5
HCN : ácido fraco Ka = 4,9 . 10
–10
Observe Kb > Ka
A equação clássica do processo é
NH4CN (aq) + HOH (l) →←
→← NH4OH (aq) + HCN (aq) Kb > Ka
base fraca ácido fraco
• NH4CN, por ser sal solúvel, encontra-se dissocia-
do:
NH4CN → NH4
+ + CN–
Assim, a maneira mais correta de representar a
reação é
Conclusão
❑ Sal de ácido forte e base forte
Exemplo
NaCl { NaOH : base forteHCl : ácido forte
NaCl (aq) + HOH (l) →← NaOH (aq) + HCl (aq)
base forte ácido forte
NaCl (aq) + HOH (l) não há hidrólise
Conclusão
NH4
+(aq) + CN– (aq) + H2O (l) ←→
←→ NH4OH (aq) + HCN (aq)
Note que os dois íons sofrem hidrólise, pois
são provenientes de um ácido fraco e de
uma base fraca.
Sal de ácido fraco e base fraca: 
caráter { ácido : Ka > Kb
básico: Kb > Ka
Hidrólise do cátion e do ânion:
C+ + A– + HOH →← COH + HA
Note que, nesse caso, não ocorreu h idró -
lise, pois tanto o cátion como o ânion são
provenientes de base e ácido fortes.
Sal de ácido forte e base forte: caráter neutro.
Não há hidrólise.
Note que a hidrólise foi do ânion, ou seja, do
íon proveniente do ácido fraco.
Sal de ácido fraco e base forte: caráter
básico
Hidrólise do ânion: A
–
+ HOH ←→ HA + OH
–
CN– (aq) + H2O (l) ←→ OH– (aq) + HCN (aq)
A presença do íon OH– justifica a basici -
dade da solução (pH > 7).
Na+(aq) + CN–(aq) + H2O(l) ←→
←→ Na
+(aq) + OH–(aq) + HCN(aq)
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3. CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh)
Exemplos
NH4
+(aq) + H2O (l) →← NH4OH(aq) + H+(aq)
Kh =
CN–(aq) + H2O(l) →← HCN(aq) + OH–(aq)
Kh =
NH4
+ (aq) + CN–(aq) + H2O(l) →← NH4OH(aq) + HCN(aq)
Kh = 
[HCN] . [OH–]
––––––––––––––
[CN–]
[NH4OH] . [HCN]
–––––––––––––––––––
[NH4
+] . [CN–]
[NH4OH] . [H
+]
––––––––––––––––
[NH4
+]
É a constante de equilíbrio para as reações
de hidrólise.
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1. SOLUBILIDADE E EQUILÍBRIO QUÍMICO
Vamos considerar 1mol de BaSO4 sólido adicio na do
a 1L de H2O a 25°C. Sabendo que a solubilidade do
BaSO4(s) vale 10
–5 mol/L de H2O a 25°C (10
–5 mol é o
máximo de BaSO4 dissolvido em 1L de H2O a 25°C), en -
tão teremos os seguintes fenômenos proces sando-se:
• No início, temos a dissolução e a dissociação do
BaSO4.
vd
BaSO4(s) ⎯→ BaSO4(aq) → Ba
2+(aq) + SO4
2– (aq)
vd = velocidade de dissolução
• Após certo tempo, os íons Ba2+ (aq) e SO4
2– (aq)
juntam-se e precipita o BaSO4.
vp
Ba2+ (aq) + SO4
2– (aq) ⎯→ BaSO4 (s)
vp = velocidade de precipitação
Quando as concentrações dos íons Ba2+ e SO4
2– na
solução ficam constantes (10–5 mol/L), foi atingido o
equi líbrio heterogêneo (vd = vp), que é representado por
BaSO4 (s) →← Ba
2+ (aq) + SO4
2– (aq)
2. CONSTANTE DO PRODUTO DE
SOLUBILIDADE (KS, PS OU KPS)
BaSO4 (s) ←→ Ba
2+ (aq) + SO4
2– (aq)
Ks = [Ba
2+] . [SO4
2–]
BaSO4(s) ←
→ Ba2+(aq) + SO2–4 (aq)
início 1 mol 0 0
dissolveu 10–5 mol 10–5 mol 10–5 mol
equilíbrio (1 – 10–5) mol 10–5 mol 10–5 mol
A constante desse equilíbrio heterogêneo
(sólido ←→ solução saturada) é denominada
constante do produto de solubilidade.
MÓDULO 27 Produto de Solubilidade
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25°C {[Ba2+] = [SO42–] = 10–5 mol/LKs = 10–5 . 10–5 = 10–10
Outros exemplos
PbCl2 (s) ←→ Pb2+ (aq) + 2 Cl– (aq)
Ks = [Pb
2+] . [Cl–]2
Al (OH)3 (s) ←→ Al3+ (aq) + 3 OH– (aq)
Ks = [Al3+] . [OH–]3
Ca3 (PO4)2 (s) ←→ 3 Ca
2+ (aq) + 2 PO4
3– (aq)
Ks = [Ca
2+]3 . [PO4
3–]2
Observações
• O Ks só depende da temperatura.
• O Ks só é utilizado para compostos que possuam
baixa solubilidade em água.
• Compostos com fórmulas semelhantes, o de
maior Ks é o mais solúvel.
Exemplo
fórmula do tipo AB:
BaSO4 Ks = 10
–10
AgI Ks = 10
–16 } mais solúvel é o BaSO4
3. RELAÇÃO ENTRE KS E S
Exemplos
Ks = [Ag
+] . [Cl–]
Ks = S . S
S = mol/L
Ks = [Mg
2+] . [OH–]2
Ks = S . (2 S)
2
S = mol/L
Ks = [Fe
3+] . [OH–]3
Ks = S . (3 S)
3
S = mol/L
A expressão que relaciona Ks (produto de
solubilidade) e S (solubilidade) depende da
fórmula do composto.
Ks = S
2
AgCl(s) ←→ Ag+(aq) + Cl–(aq)
início x mol 0 0
dissolve S S S
equilíbrio x – S S S
MgOH2(s) ←
→ Mg2+(aq) + 2OH–(aq)
início x mol 0 0
dissolve S S 2S
equilíbrio x – S S 2S
Ks = 4 S
3
Fe(OH)3(s) ←
→ Fe3+(aq) + 3OH–(aq)
início x mol 0 0
dissolve S S 3S
equilíbrio x – S S 3S
Ks = 27 S
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4. PREVENDO A PRECIPITAÇÃO
Utilizando o valor do Ks (10
–10) do BaSO4 a 25°C,
temos as seguintes situações:
Conclusão
5. REPRESENTAÇÃO GRÁFICA
Para o BaSO4 a expressão do Ks é
Ks = [Ba
2+] . [SO4
2–] ∴ [Ba2+] = 
Lembrando que Ks é uma constante, podemos
representar num gráfico a [Ba2+] em função da de
[SO4
2–].
Nesse gráfico, o ponto X representa uma solução
momentaneamente supersaturada obtida ao misturar
uma solução que contém Ba2+ e outra SO4
2–. A seta
corresponde à modificação das concentrações desses
íons na solução, durante a precipitação. O ponto Y
representa a situação final (solução saturada com corpo
de fundo).
Os pontos pertencentes à curva são
aque les para os quais [Ba2+] . [SO4
2–] = Ks,
que re presentam, portanto, soluções sa -
tu ra das. 
Os pontos acima da curva representam
as so luções momentaneamente super sa -
tu ra das ([Ba2+] . [SO4
2–] > Ks), e os pontos
abai xo dela, as soluções não saturadas
([Ba2+] . [SO4
2–] < Ks).
Ks
––––––
[SO4
2–]
AB(s) →← A+(aq) + B–(aq)
[A+] [B–] < Ks solução não saturada
[A+] [B–] = Ks solução saturada
[A+] [B–] > Ks ocorre precipitação
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