Química Analítica: Conceitos e Métodos

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MATERIAL DIDÁTICO 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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e 
Editoração 
 
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Sumário 
Ementa ............................................................................................... 3 
Introdução à química analítica ................................................................. 4 
Química analítica quantitativa ..................................................................... 5 
Química analítica qualitativa ...................................................................... 5 
Definições básicas e equações químicas. ................................................... 6 
Balanceamento das Equações Químicas ....................................................... 9 
Reação química e energia ..................................................................... 10 
A energia das reações químicas ............................................................... 11 
A energia química ................................................................................. 12 
A velocidade das reações químicas ............................................................ 13 
Fatores que interferem na velocidade da reação química ................................... 13 
Superfície de contato ............................................................................. 14 
Valência e oxidação ............................................................................. 15 
Soluções aquosas de substâncias inorgânicas ......................................... 19 
Equilíbrio Químico ................................................................................ 19 
Equilíbrio Homogêneo ............................................................................ 20 
Equilíbrio Heterogêneo ........................................................................... 21 
Constante de equilíbrio químico ................................................................ 21 
Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (Kp) ......................... 22 
Grau de equilíbrio (α) ............................................................................. 23 
Princípio de Le Chatelier ......................................................................... 24 
Efeito da temperatura ............................................................................ 25 
Efeito da concentração ........................................................................... 25 
Ácidos e Bases .................................................................................. 26 
Conceitos de ácidos e bases.................................................................... 27 
Identificação de ácidos e bases ................................................................ 28 
ÁCIDOS ............................................................................................ 31 
BASES ............................................................................................. 32 
ÓXIDOS ............................................................................................ 33 
SAIS ................................................................................................. 33 
O que são ácidos e bases ........................................................................ 36 
Produto de Solubilidade .......................................................................... 38 
Referências Bibliográficas: ................................................................... 44 
 
 
 
 
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Ementa 
 
Equilíbrio químico. Equilíbrio ácido - base. Equilíbrio iônico de sais pouco 
solúveis. Óxido-redução. Química analítica qualitativa. Química analítica 
quantitativa. 
 
OBJETIVOS 
 
Dispor de espírito de responsabilidade, observação e crítica. embasar-se 
para o entendimento dos fenômenos naturais. Obter subsídios para o 
estudo de outras disciplinas. Entender que o meio biológico é formado pelo 
sistema biológico, físico e químico. 
 
 
 
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Introdução à química analítica 
 
A química analítica é o segmento da química que atua na separação, 
identificação e determinação quantitativas ou qualitativas dos componentes 
de uma amostra através do desenvolvimento de métodos e procedimentos 
para que essa determinação seja possível. Trata-se de uma ciência de 
medições que envolve um conjunto de ideias, métodos e procedimentos 
para que ocorra a caracterização e identificação da quantidade de 
componentes de compostos químicos conhecidos ou não em uma amostra. 
Estas técnicas e métodos são utilizados na indústria, medicina e em 
diversos outros segmentos, como, meio ambiente, agricultura, geologia, 
engenharias e biologia por exemplo. 
 
Termos usuais: utilizamos termos específicos na química analítica, para 
que seja facilitado o entendimento, vejamos as definições desses termos: 
 
 Amostra: porção representativa da espécie ou composto a ser 
analisado. 
 Analito: produto químico de espécies já analisadas. 
 
 Técnica: conjunto de informações escolhidos para definir a análise 
de uma amostra 
 Método: conjunto de operações e técnicas para definir o 
composto de interesse. 
 Análise: estudo de uma amostra para determinar sua composição. 
 
 
Laboratório de análises químicas. Foto: Matej Kastelic / Shutterstock.com 
 
 
 
A Química Analítica se subdivide em dois tipos: Química analítica 
quantitativa e Química analítica qualitativa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Química analítica quantitativa 
 
São métodos e procedimentos que visam determinar a 
quantidade dos componentes desejados dentro de uma amostra. 
Podem ser feitos procedimentos utilizando doseamentos, determinação 
de traços de determinadas substâncias através de métodos clássicos 
ou instrumentais. Os principais métodos empregados na análise 
quantitativa são: gravimetria, titrimetria e titulação volumétrica. 
 Química analítica qualitativa 
 
São métodos e procedimentos que visam determinar quais as 
espécies presentes em uma dada amostra. Para isto são utilizados 
métodos e procedimentos físico, químicos e físios – químicos que 
identificam os elementos, íons e moléculas que formam a amostra de 
interesse. 
 
Métodos de análise 
 
Podem ser classificados em Métodos Clássicos, Métodos Instrumentais. 
 
Métodos Clássicos 
 
Utilizados para análises esporádicas, com baixo custo, com 
equipamentos e vidrarias de fácil aquisição e é possível realizar macro 
análises. Os métodos clássicos são largamente utilizados devido à 
relativa simplicidade com que são realizados e obtenção de resultados 
confiáveis. 
 
Métodos Instrumentais 
 
É aconselhável para análises rotineiras, possui equipamentos de 
custo elevado e requer profissionais capacitados para realizar as 
análises, os equipamentos analíticos requerem calibração e é 
amplamente utilizada na indústria e em laboratórios. 
 
Fatores importantes para a escolha da técnica 
 
Para se definir qual técnica analítica deve-se utilizar para realizar 
determinada análise, existem alguns fatores que devem ser 
considerados, são eles: 
 Natureza da Análise: Elemental ou molecular; Repetitiva ou 
intermitente; 
 
 
 
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 Especificidade do analito: se radioativo, por exemplo; 
 
 Interferências: similaridade de elementos; 
 
 Prioridade: Determinar corretamente a ordem dos elementos a 
serem analisados; 
 Equipamentos e vidrarias: Verificar se há disponibilidade de todos 
os equipamentos e vidrarias para realizar as técnicas. 
 Infraestrutura e Insumos: Verificar a disponibilidade de todos os 
reagentes, água, energia elétrica, gás, bancadas, capelas, fornos,etc., para realizar os métodos sem surpresas desagradáveis 
durante o percurso; 
 
Existem diversas fórmulas e cálculos que são utilizados na 
química analítica, a fim de obter-se resultados os mais precisos 
possíveis. Dentre os principais cálculos utilizados estão: valor médio, 
mediana, cálculos de concentração, cálculos de erros, cálculos de 
volume e massa, etc. 
 
Definições básicas e equações químicas. 
 
Equações químicas 
 
A equação química é a forma de se descrever uma reação 
química que envolve os reagentes e produtos. 
As equações químicas são representações gráficas das reações 
químicas que ocorrem entre os diversos elementos presentes na 
Tabela Periódica. 
 
Elas são formadas por átomos, moléculas, e se apresentarem 
íons são chamadas de equações iônicas: 
 
 
 H2(g) + O2(g) → H2O (l) – equação comum 
 
 H+ + OH-→ H2O – equação iônica 
 
 
Observe que os elementos que estão à esquerda da seta são 
denominados reagentes, os quais participam das reações químicas, 
enquanto aqueles que estão à direita são chamados de produtos, ou 
seja, as substâncias que são formadas a partir dessa reação. 
 
 
 
 
 
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Representação de uma Equação Química: 
 
 
Reagentes → Produtos 
 
 
Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as 
proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações. Os 
reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos 
no lado direito. Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, 
os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma 
equação química deve ser balanceada: o número de átomos da 
esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo 
assim, balancear uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. 
 
 
Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: 
 
H2 + Cl2 → HCl 
 
 
Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos 
nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no produto 
(HCl) somente uma molécula. 
 
 
Exemplo de uma Equação Química equilibrada: 
 
 
 
H2 + Cl2 → 2 HCl 
 
Agora, a equação está balanceada com a adição do coeficiente 2 
nos produtos que indica a existência de duas moléculas de ácido 
clorídrico (HCl), esse número que antecede o elemento, no caso o 
número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse 
coeficiente é indicar a quantidade de cada substância que participa da 
reação. 
 
 
Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação química 
através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes 
informações através de símbolos tais como: 
 
 
 
 
 
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Quan do à reação é reversível: ↔ 
Presença de luz: λ 
Catalisadores ou aquecimento: ? 
 Formação de um precipitado: ↓ 
 
Fique atento, pois alguns símbolos são utilizados nas equações 
para indicar determinadas ações que ocorrem: 
 
 Quando ocorre a reação química dos elementos: + 
 
 Sentido que ocorre a reação química e indica o que será produzido: → 
 
 Quando há presença de catalisadores ou aquecimento: ∆ 
 
 Quando há formação de um sólido que se precipita: ↓ 
 
 Quando a reação é reversível: ↔ 
 
 Quando há presença de luz: λ 
 
 Elemento no estado gasoso: (g) 
 
 Elemento no estado sólido: (s) 
 
 Elemento no estado de vapor: (v) 
 
 Elemento no estado líquido: (l) 
 
 Presença de solução aquosa: (aq) 
 
A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo 
participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: 
 
Gás (g) Vapor(v) Líquido(l) Sólido(s) Cristal (c) 
 
A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é 
representada pela abreviatura: (aq). 
 
Tipos de Equações Químicas 
 
As classificações das equações químicas são determinadas pelo tipo 
de reação química que ocorre, classificadas de quatro maneiras: 
 
 Reações de Síntese ou Adição (A+B → AB): reação entre duas 
substâncias gerando uma nova e mais complexa, por exemplo: C + 
O2 → CO2. 
 
 
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 Reações de Análise ou de Decomposição (AB → A+B): ao 
contrário da reação de adição, essa reação ocorre de modo que 
uma substância composta se divide em duas ou mais substâncias 
simples, por exemplo: 2HGO → 2HG + O2. 
 Reações de Deslocamento ou de Substituição ou de Simples 
Troca (AB+C → AC+B ou AB+C → CB+A): corresponde a reação 
entre uma substância simples e outra composta, resultando na 
variação da substância composta em simples, por exemplo: Fe + 
2HCL → H2 + FeCl2. 
 Reações de Dupla-Troca ou de Dupla Substituição (AB+CD → 
AD+CB): reação entre duas substâncias compostas que trocam 
entre si os elementos químicos, resultando em duas novas 
substâncias compostas, por exemplo: NaCl + AgNO3 → AgCl + 
NaNO3. 
 
 
Exemplos de Equações Químicas 
 
 
 
Veja abaixo alguns exemplos de equações 
químicas: C (s) + O2 (g) → CO2(g) 
 
2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 
 
 
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu 
Balanceamento das Equações Químicas 
 
O balanceamento das equações químicas demostra sua 
estabilidade e equilíbrio, uma vez que deve conter o mesmo número de 
átomos de cada elemento em ambos os lados da equação. 
 
Os coeficientes estequiométricos são os números que 
aparecem na frente dos elementos, indicando quantos átomos existem 
na reação. 
 
Quando o coeficiente for 1 geralmente ele fica subentendido e 
não aparece descrito. De tal modo, podemos dizer que as fórmulas 
(H2, O2, C2, H2O, HCl, CaO, etc.) oferecem um sentido qualitativo, 
enquanto os coeficientes dão o sentido quantitativo das equações 
químicas. 
 
 
 
 
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Para que uma equação química fique balanceada, devemos 
atentar para a “Lei da Conservação de Massa” de Lavoisier a qual 
postula: 
 
 
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” donde “A 
soma das massas das substâncias reagentes é igual à soma das 
massas dos produtos da reação”. 
 
Para entender melhor esse conceito, vejamos o exemplo abaixo: 
Al+O2 → Al2O3 
 
Para balancear a equação química acima, primeiramente 
devemos escolher o elemento que surge somente uma vez na primeira 
e na segunda parte da equação, sendo que nesse caso é igual para o 
Alumínio (Al) e o Oxigênio (O). 
Observado isso, devemos escolher o elemento com índices 
maiores, nesse caso, o oxigênio (O), com 2 (no primeiro membro) e 3 
(no segundo membro). Por conseguinte, devemos transpor os índices 
do primeiro e do segundo membro, usando-os como coeficientes. 
Logo, para que a equação acima fique balanceada devemos 
acrescentar os coeficientes 4 (2.2=4) e 2 na frente do elemento alumínio 
(Al) no primeiro e no segundo membro respectivamente, e ainda, o 3 no 
oxigênio (O) do primeiro membro. 
Assim, o número de total de átomos de cada elemento da reação 
química fica balanceado no 1° e 2° membro da equação: 
 
 
4Al + 3O2 → 2Al2O3 
 
 
Reação química e energia 
 
Termoquímica é o ramo da termodinâmica que estuda as 
variações de energia que acompanham as reações químicas. 
 
Uma reação química indica o rearranjo de elétrons e núcleos de 
uma estrutura, para constituir uma nova estrutura. As transformações 
estruturais são seguidas de absorção ou escape de energia sob várias 
formas. 
Energia de um sistema é quando o sistema é capaz de executar 
trabalho. A energia pode se apresentar de várias formas. 
 
 
 
 
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O calor é um exemplo de energia. Uma quantidade de calor é 
mensurada em joule, ou em: 
– Caloria (cal): é a quantidade de calor fornecida a 1g de água para 
elevar sua temperatura em 1°C. 
1cal = 4,185J 
 
– Quilocaloria (kcal ou Cal) = 1000 calorias 
 
Calor específico é a quantidade de calor, característica de cada 
substância,necessária para que 1g de substância sofra variação de 
temperatura de 1°C. 
 
O calor específico do ferro é aproximadamente 0,11cal/g.°C, isto 
é, 1g de ferro necessita de 0,11cal para elevar sua temperatura de 1°C. 
A capacidade térmica de uma substância é equivalente ao calor 
específico multiplicado pela massa de substância (m . c). 
A capacidade térmica é o quociente entre a quantidade Q de calor 
recebida ou cedida por um corpo e a correspondente variação de 
temperatura. 
 
 
Lei de Dulong e Petit 
 
“Para muitos elementos sólidos, a capacidade térmica atômica é 
aproximadamente 6,4.” 
Onde: 
 
A = massa molar do elemento c 
= calor específico 
A energia das reações químicas 
 
Nenhum átomo “surge do nada” ou “desaparece” durante uma reação 
química. 
Se reações químicas são apenas um rearranjo de átomos, então, 
de onde vem a energia envolvida, por exemplo, numa queima? 
Quando uma folha de papel queima, podemos observar que sua 
matéria se transforma, pois ocorre uma reação química. Percebemos, 
também, que nessa reação há liberação de luz e calor, que são formas 
de energia. 
 
 
 
 
 
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 De onde veio essa energia que foi liberada? 
 
 Por que ela foi liberada? 
 
 Pode haver uma reação que, ao invés de liberar, absorva calor? 
A energia química 
 
As substâncias possuem certa quantidade de energia 
armazenada, denominada energia química. Essa energia é proveniente 
de suas ligações químicas e das forças de atração e de repulsão entre 
os átomos que a compõem. 
Como cada substância possui armazenada uma quantidade de 
energia química específica, há uma diferença entre os conteúdos 
energéticos de seus reagentes e de seus produtos. 
Em função da energia química de reagentes e produtos, a reação 
pode ocorrer segundo duas formas distintas: 
 
 
 
 
A absorção e a liberação de energia normalmente ocorrem 
acompanhadas de absorção ou liberação de calor. 
Os reagentes ganham energia para se transformar em produtos 
com maior energia ou podem perder energia para se transformar em 
produtos com menor energia. 
 
 
Reações químicas que absorvem energia são chamadas 
endotérmicas e as que liberam energia são chamadas exotérmicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quando os produtos possuem mais energia que os reagentes, 
sabemos que essas reações absorveram energia, isto é, elas 
normalmente ganham calor para ocorrerem. Um exemplo é a queima 
do açúcar para fazer a calda do pudim. Ao receber calor o açúcar se 
transforma em calda, e sua aparência e seu sabor mudam. Para que 
essa reação ocorra é necessário ceder energia ao sistema. 
Já nas reações exotérmicas, a energia dos reagentes é maior 
que a dos produtos. Normalmente, os reagentes perdem calor para 
que a reação ocorra, o que acontece, por exemplo, na queima do papel. 
É fácil verificar que o sistema está liberando energia na forma de calor 
e luz. 
 
É importante ressaltar que nem sempre a energia liberada e absorvida 
ocorre na forma de calor, um exemplo é a fotossíntese, em que a absorção de 
energia ocorre pela presença de luz (energia luminosa). 
 
A velocidade das reações químicas 
 
Como você já deve ter observado, algumas reações ocorrem mais 
rapidamente e outras mais lentamente. Portanto, as reações podem ser rápidas 
ou lentas e sua velocidade pode ser medida pela formação de produtos ou 
consumo de reagentes por unidade de tempo. 
 
Suponha que na reação do sejam formados 365 g de HCl, em 10 minutos. 
 
A velocidade dessa reação pode ser calculada dividindo-se a massa da 
substância pelo tempo: 
 
Essa velocidade pode ser calculada, ainda, em função dos reagentes; por 
exemplo, se foram consumidos 20 g de H2 nos mesmos 10 minutos, temos: 
 
As unidades utilizadas nos exemplos podem ser outras. Gramas e minuto 
podem ser substituídos por litro e segundo. O importante é que sejam definidas 
e representadas de forma compreensível. 
Fatores que interferem na velocidade da reação química 
 
A velocidade de uma reação química depende de vários fatores: da superfície 
de contato entre os reagentes, da temperatura, da concentração das 
substâncias reagentes da presença do catalizador. 
 
É importante conhecer os fatores que influenciam na velocidade das 
reações químicas, para que possam ser controladas. Um exemplo bastante 
elucidativo é a forma como são conservados os alimentos, pois sua 
deterioração ocorre através de reações químicas. 
 
 
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Superfície de contato 
 
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior a velocidade de 
reação. Exemplo: os antiácidos efervescentes quando triturados se dissolvem 
mais rápido em água do que em forma de comprimido inteiro, isto porque a 
superfície de contato fica maior para reagir com a água. 
 
 
 
Concentração de reagentes 
 
Quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida será a 
reação química. Essa propriedade está relacionada com o número de 
colisões entre as partículas. Exemplo: uma amostra de palha de aço 
reage mais rápido com ácido clorídrico concentrado do que com ácido 
clorídrico diluído. 
 
Temperatura 
 
De um modo geral, quanto maior a temperatura, mais 
rapidamente se processa a reação. Podemos acelerar uma reação 
lenta, submetendo os reagentes a uma temperatura mais elevada. 
Exemplo: se cozinharmos um alimento em panela de pressão ele 
cozinhará bem mais rápido, devido à elevação de temperatura em 
relação às panelas comuns. 
 
Adição de catalisador 
 
Catalisadores são substâncias com capacidade de acelerar 
determinadas reações químicas. Os catalisadores interagem com os 
reagentes, fazendo com que a reação entre estes seja mais fácil de 
ocorrer, ocasionando um aumento na formação de produtos por 
unidade de tempo. 
Devido a essas características, os catalisadores são muito 
utilizados em indústrias químicas, pois quanto maior a velocidade de 
reação, mais eficiente é o processo e menor o tempo gasto para a 
obtenção de determinada substância. 
 
 
 
 
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Se deixarmos o peróxido de hidrogênio (H2O2) em um recipiente 
aberto, aos poucos vai ocorrer uma reação de decomposição em água e 
oxigênio: 
 
 
 
Porém, se introduzirmos no recipiente uma placa de platina, a reação 
ocorre muito mais rapidamente. 
 
Valência e oxidação 
 
Depois de formulada a teoria eletrônica da tabela periódica dos elementos, o 
conceito de valência foi revisto, de acordo com as estruturas eletrônicas e as 
forças interatômicas conhecidas, e a palavra foi substituída por expressões que 
indicam mais precisamente o tipo de ligação que se estabelece entre os átomos. 
 
Valência, segundo o conceito clássico, é a capacidade de combinação do átomo 
de um elemento químico, determinada pelo número de elétrons de sua camada 
mais externa que podem estabelecer ligação com outros átomos. A teoria da 
valência foi formulada no final do século XIX, baseada em regras empíricas. A 
valência era tradicionalmente medida com relação ao número de átomos de 
hidrogênio ou de cloro com os quais o elemento se combina ou que substitui 
num composto. Contemporaneamente, o conceito de valência foi substituído 
pelos de valência iônica, covalência e número de oxidação, relativos aos 
diferentes modos de interação entre os átomos. A palavra "valência" passou a 
ser usada apenas como adjetivo, em locuções como "elétron de valência", que 
é o elétron da camada mais externa do átomo, fracamente ligado a ele e capaz 
de participar de ligações químicas. 
 
Os elétrons de valência são em geral responsáveis pela formação da ligação 
(iônica, covalente ou metálica) com outros átomos. Numa ligação iônica, um ou 
mais elétrons da camada de valência são transferidos para a camada de outroátomo. Numa ligação covalente, por sua vez, há um compartilhamento de 
elétrons entre os átomos ligados. Assim, um elemento é dito monovalente 
quando emparelha um elétron; bivalente, quando emparelha dois; e assim 
sucessivamente. 
 
Em ligações covalentes, as valências do oxigênio, nitrogênio e carbono 
são, respectivamente, 2, 3 e 4, porque os átomos desses elementos 
emparelham dois, três e quatro elétrons quando se combinam com o 
hidrogênio. 
 
Pode-se explicar as valências dos elementos nos compostos iônicos, como 
no NaCl, CaBr2 e AlF3, do seguinte modo: cloro (Cl), bromo (Br) e flúor(F) 
são monovalentes porque, quando se combinam, ganham um elétron; o 
sódio (Na) é monovalente, o cálcio (Ca) é divalente e o alumínio (Al) é 
trivalente porque, quando se combinam, ganham um, dois e três elétrons, 
respectivamente. Logo, a valência corresponde ao número de elétrons que 
um átomo perde, ganha ou emparelha quando se combina. 
 
 
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Número de Oxidação (NOX) 
 
 
Saber que alguns elementos de determinadas famílias na Tabela Periódica 
possuem o NOX fixo ajuda no cálculo do NOX dos outros elementos do 
composto. 
O número de oxidação (NOX) de um elemento é a carga elétrica que 
ele adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial (δ) que 
ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente. 
 
Isso significa que corresponde à tendência de um átomo de atrair os 
elétrons envolvidos nas ligações que realiza. Por isso, a maioria dos 
elementos químicos apresenta diversos números de oxidação, dependendo 
do composto que ele está formando. 
 
No entanto, existem alguns elementos, que normalmente são os mais 
eletropositivos ou mais eletronegativos, que apresentam o mesmo NOX em 
uma série de compostos diferentes. Esses elementos estão na tabela 
abaixo: 
 
 
 
 
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Com base nesses valores e nas regras a seguir, é possível 
determinar qual será o NOX dos outros elementos presentes em 
diferentes substâncias: 
 O NOX de substâncias simples é sempre igual a zero. 
Exemplos: N2, O2, H2, Na, Fe, Al. 
 O NOX de íons é igual a sua carga. Exemplos: 
 
Na1+: NOX= +1 
 
O2-: NOX= -2 
 
F1-: NOX= -1 
 
 A soma dos NOX dos elementos de um composto sempre dá 
igual a zero; 
 A soma dos NOX dos elementos em um íon composto é 
sempre igual à carga do íon. 
Veja como usar essas informações para calcular o NOX de vários 
elementos: 
 
1. H2SO4: 
 
 
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 O NOX do H é igual a +1; 
 
 O NOX do O é igual a -2; 
 
 A soma dos NOX desses compostos é igual a zero; 
 
 Precisamos saber apenas o NOX do enxofre (S), que chamaremos de 
x: 
 
 
 
2. Na4P2O7: 
 
 O Na é um metal alcalino, então seu NOX é igual a +1; 
 
 O NOX do O é igual a -2; 
 
 A soma dos NOX desses compostos é igual a zero; 
 
 Precisamos saber apenas o NOX do fósforo (P), que chamaremos 
de x. Não se esquecendo de multiplicar pelo índice 2: 
 
 
 
3. NH41+: 
 
 Nesse caso temos um íon composto, então a soma dos NOX será 
igual à carga, que é +1: 
 
 
 
 
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Soluções aquosas de substâncias inorgânicas 
 
A análise quantitativa inorgânica baseia-se principalmente na 
observação de reações químicas conduzidas em soluções aquosas. 
Raramente são usados outros solventes, a não ser para processos e 
testes especiais. É, pois, importante ter um conhecimento geral das 
características das soluções aquosas de substâncias inorgânicas. 
 
A solução é um produto homogêneo obtido quando se dissolve uma 
substância (denominada soluto) num solvente (água). As substâncias 
podem ser classificadas em dois importantes grupos de acordo com 
seu comportamento quando se passa uma corrente elétrica através de 
suas soluções. No primeiro grupo enquadram-se as que conduzem a 
corrente elétrica, então as soluções sofrem alterações químicas O 
segundo grupo é composto de materiais que, quando dissolvidos em 
água, não conduzem a corrente elétrica e permanecem sem 
modificações. 
 
As primeiras são denominadas eletrólitos e nelas estão incluídas, com 
poucas exceções, todas as substâncias inorgânicas (tais como: ácidos, 
bases e sais); as segundas são ditas não-eletrólitos e são 
exemplificadas por materiais orgânicos, tais como: cana-de-açúcar, 
manose, glicose, glicerina, etanol e ureia. Deve-se registrar que uma 
substância que se comporte como um eletrólito em água, por exemplo 
cloreto de sódio, pode não formar uma solução condutora em outro 
solvente, como o éter ou o hexano. No estado de fusão, a maioria dos 
eletrólitos conduzirá a eletricidade. 
Equilíbrio Químico 
 
O equilíbrio químico ocorre quando, em uma reação reversível, a 
velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. 
Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de 
reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos a 
equação genérica: 
 
 
 Onde v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação 
inversa. 
 
Esse estado é alcançado, em outras palavras, quando a concentração de 
reagentes e produtos permanece constante. Observe: 
 
 
 
 
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No início, v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores 
máximos, enquanto v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. 
À medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto, v1 
diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em 
que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio. 
 
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível 
microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as 
concentrações de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos 
dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico. 
 
Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), 
aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações 
de reagentes e produtos permanecem inalterados indefinidamente. 
 
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que: 
 
 O sistema encontre-se num recipiente fechado; 
 
 A temperatura fique constante. 
 
Agora que você já sabe o que é equilíbrio químico, veja abaixo a 
classificação do equilíbrio, como calcular o grau dele, o Princípio de Le 
Chatelier e muito mais. 
 
Classificação 
 
Os equilíbrios químicos podem ser classificados em homogêneos e 
heterogêneos. 
Equilíbrio Homogêneo 
 
É aquele em que todos os participantes se encontram em uma única fase. 
Portanto, classificamos o sistema como sendo homogêneo. 
 
 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
HCN(aq) H+(aq) + CN–(aq) 
 
 
 
21 
 
Equilíbrio Heterogêneo 
 
É aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase. 
Portanto, classificamos o sistema como sendo heterogêneo. 
 
 C(s) + O2(g) CO2(g) 
Constante de equilíbrio químico 
 
As constantes de equilíbrio são determinadas com base nas 
concentrações, em mol/L, das espécies químicas envolvidas e são 
representadas por KC. Observe o exemplo a seguir: 
2 Fe(s) + 3 Cu2+(aq) 2 Fe3+(aq) + 3 Cu(s) 
 
Podemos utilizar a seguinte fórmula para calcularmos o Kc: 
 
 
 
 
 
Assim: KC = [Fe
3+] 2[Cu2+] 3 
 
 
Observações: 
 
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura; 
b) Quanto maior o valor de Kc, maior o rendimento da reação, já que 
no numerador temos os produtos e no denominador os reagentes. 
Portanto, comparando valores de Kc em duastemperaturas diferentes, 
podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior 
rendimento; 
 
c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
Por exemplo: 
 
 
 
Por este motivo devemos escrever sempre a equação química junto com o 
valor de Kc. 
 
d) A constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não possui unidade. 
Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (Kp) 
 
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da 
constante Kc, podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de 
pressões parciais (Kp). 
 
Assim para a reação: 
 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
 
 
 
A constante de equilíbrio pode ser expressa na seguinte fórmula: 
 
 
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais Kp 
 
 
Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das 
pressões parciais dos produtos gasosos e o produto das pressões 
parciais dos reagentes gasosos, estando todas as pressões elevadas a 
expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na equação química 
balanceada. 
 
 
Por exemplo: 
 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
 
 
 
23 
 
 
 
 
 
Observação: Para equilíbrio em sistema heterogêneo, o estado sólido não 
participa das expressões Kp e Kc, o estado líquido participa somente de Kc, e o 
estado gasoso participa das duas expressões. 
 
A relação entre as constantes, KC e Kp pode ser expressa genericamente por: 
Onde: 
^ 
n → variação da quantidade em mols (diferença entre a quantidade em mols 
dos produtos e reagentes). 
Kc → constante de equilíbrio em termos de concentração molar. 
KP → constante de equilíbrio em termos das pressões parciais. 
T → temperatura absoluta. 
R → constante dos gases. 
Grau de equilíbrio (α) 
 
O grau de equilíbrio é a relação entre a quantidade de matéria (em mol) que 
reagiu e a quantidade de matéria inicial no sistema para cada espécie. 
Considere o exemplo a seguir: 
 
 
Exemplo: 
 
Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, encontramos 2,00 
mols de x e no equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. 
Concluímos, então, que reagiu 2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de 
equilíbrio fica: 
 
 
 
 
Concluindo, podemos dizer que, quanto maior o valor de α no equilíbrio, 
encontramos menor sobra de reagentes em maior quantidade de produtos. 
Quanto menor o valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra de 
reagentes e pouco produto. 
 
 
 
 
24 
 
 
Espontaneidade de uma reação e o valor de Kc 
 
 
Princípio de Le Chatelier 
 
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este 
se desloca, procurando anular a ação da força aplicada.” 
 
Um equilíbrio pode ser alterado por modificações nas concentrações das 
substâncias, na pressão ou na temperatura 
 
 
a) pressão sobre o sistema; 
 
b) temperatura; 
 
c) concentração dos reagentes ou produtos. 
 
 
Fatores que alteram o estado de equilíbrio 
 
Efeito da pressão 
Uma modificação na pressão em um sistema só altera o equilíbrio 
quando há variação do(s) coeficiente(s) estequiométrico(s) dos gases 
nos produtos em relação aos reagentes. 
 
De maneira geral: 
 
Aumento da pressão favorece o sentido com menor quantidade 
em mol de gás (menor volume) 
 
Diminuição da pressão favorece o sentido com maior quantidade 
em mol de gás (maior volume) 
 
Exemplo: 
 
 
 
25 
 
 
Efeito da temperatura 
 
O aumento de temperatura de um sistema em equilíbrio favorece 
mais o sentido da reação endotérmica. A diminuição de temperatura de 
um sistema em equilíbrio, no entanto, favorece o sentido da reação 
exotérmica. Lembre-se de que ΔH >0 indica que o processo é 
endotérmico, já ΔH < 0, que o processo é exotérmico. 
 
Exemplo: 
Considerando a reação hipotética, sob pressão e concentração 
constantes: A(g) ⟺ B(g), ΔH > 0 (reação endotérmica) 
 
 
➢ Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para direita 
e o rendimento aumenta. 
 
 
➢ Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda. 
 
Agora, seja a reação hipotética, sob pressão e concentração 
constantes: B(g) ⟺ A(g), ΔH < 0 (reação exotérmica) 
 
 
➢ Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para 
esquerda e o rendimento diminui. 
 
 
➢ Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para a direita 
e o rendimento aumenta. 
Efeito da concentração 
 
A adição de uma substância (reagente ou produto) em um 
equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido de consumo dessa 
substância. Analogamente, a remoção de uma substância em um 
equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido da formação dessa 
substância. 
 
Efeito do catalisador 
 
Os catalisadores aceleram igualmente as reações direta e inversa, de 
forma que nenhum dos sentidos do equilíbrio é favorecido. A presença 
de um catalisador fará com que o sistema atinja o equilíbrio mais 
rapidamente. 
 
 
 
26 
 
 
Ácidos e Bases 
 
As duas funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os 
grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das 
propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos 
básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, 
junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, arsenatos e 
amônia. 
 
Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela 
presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez 
da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido 
mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a 
produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso 
sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático. 
 
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os 
ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios 
termos são medievais: “Ácido” vem da palavra latina “acidus”, que significa 
azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras 
substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta 
denominação. “Álcali”, outro termo para bases, vem da palavra arábica 
“alkali”, que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta 
se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra 
“sal” já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou 
cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo. 
 
Os íons hidrônio e hidróxido 
 
 
 
A água é uma substância deveras bizarra. Entre várias propriedades 
anômalas, há uma de particular interesse no estudo de ácidos e bases: 
a auto ionização. De fato, duas moléculas de água podem interagir e 
produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É 
uma reação onde ocorre uma transferência de próton de uma molécula 
de água para outra. A existência da auto ionização da água foi 
provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush. Ele descobriu 
que a água, mesmo que totalmente purificada e de-ionizada, ainda 
 
 
27 
 
 
apresenta uma pequena condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta 
propriedade à existência de íons na água, mais precisamente íons 
hidrônios e hidróxidos. 
 
A compreensão da auto ionização da água é o ponto de partida para os 
conceitos de ácidos e bases aquosos. 
Conceitos de ácidos e bases 
 
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter 
estrutural das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante 
Arrhenius, um químico sueco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias 
cujosprodutos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H+) e 
bases as que produzem o íon hidróxido (OH-). 
 
 
Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações: 
 
 
1) Só pode ser empregado a soluções aquosas; 
2) O íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa; 
3) Não pode ser aplicado para outros solventes. 
4) Segundo este conceito, somente são bases substâncias que 
possuem OH- em sua composição. 
 
É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são 
bases de acordo com o conceito de Arrhenius. 
 
Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em 
Cambridge (England) independentemente sugeriram um novo conceito 
para ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de 
doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de 
aceitar um próton numa reação. 
 
Este conceito ficou conhecido como “definição de Bronsted”, pois este e 
seus alunos foram mais ágeis na difusão da nova ideia. Esta nova 
definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o 
caráter ácido do íon amônio, por exemplo. 
 
 
 
28 
 
 
Repare que, na reação com amônia, a água se comporta como 
um ácido, pois doa um próton; já na reação com o amônio, a água se 
comporta como uma base, pois aceita um próton deste íon. 
 
A água, portanto, é um exemplo de substância anfiprótica, isto é, 
moléculas que podem se comportar como um ácido ou como uma base 
de Bronsted. 
 
De acordo com Bronsted, a dissociação do HCl promove a 
formação de outro íon: o íon hidrônio 
 
 
 
 
Como vimos, a noção de ácidos e bases de Bronsted envolve, sempre, 
a transferência de um próton – do ácido para a base. Isto é, para um 
ácido desempenhar seu caráter ácido, ele deve estar em contato com 
uma base. Por exemplo: o íon bicarbonato pode transferir um próton 
para a água, gerando o íon carbonato. 
 
 
 
Como a reação é reversível, o íon carboxilato pode atuar como 
uma base, aceitando, na reação inversa, um próton do íon hidrônio – 
que atua como um ácido. Portanto, os íons bicarbonato e carbonato 
estão relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton, assim 
como a água e o íon hidrônio. Um par de substâncias que diferem pela 
presença de um próton é chamado de par ácido-base conjugado. 
 
Desta forma, o íon carbonato é a base conjugada do ácido 
bicarbonato, e o íon hidrônio é o ácido conjugado da base H2O. 
 
O íon HPO42- é a base conjugada do íon H2PO4-. 
Identificação de ácidos e bases 
 
Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, 
enquanto que algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que 
outras. Por exemplo: uma solução aquosa de HCl diluída consiste, 
praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez que quase 100% das 
moléculas do ácido são ionizadas. Por isso, este composto é considerado 
um ácido de Bronsted forte. 
 
 
29 
 
 
Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma 
pequena quantidade de íons acetato e hidrônio – a maior parte das 
moléculas permanece na forma não ionizada. Este composto é, portanto, 
considerado um ácido Bronsted fraco. 
 
De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para 
produzir uma base conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a 
aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz 
de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido 
ou da base. Portanto, 
 
 
a) Quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada. 
 
Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A- é estável, ou seja, é 
uma base fraca. 
 
 
b) Quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada. 
 
 
Isto significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A- é pouco 
estável e representa uma base forte, que tende a recapturar o próton. 
 
Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa pelo 
próton: o íon cloreto e a água. Como a água é uma base mais forte, 
praticamente todo o HCl perde o próton para esta. 
 
 
Já numa solução aquosa de ácido acético, a água sai perdendo: a base 
mais forte é o íon acetato! Por isso, apenas parte das moléculas deste 
ácido sofrem ionização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de autoionização, 
produzindo íons hidrônios e hidróxidos. 
 
 
 
 
Entretanto, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a 
água, da mesma forma que o íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o 
equlíbrio é grandemente deslocado para o lado esquerdo da equação. De 
fato, a 25oC, apenas 2 de cada um bilhão de moléculas sofrem auto 
ionização. 
Quantitativamente, podemos descrever o processo como: 
 
 
 
Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo 
[H2O] é uma constante (55,5 mol/L). Desta forma, podemos simplificar 
a equação acima como: 
 
Keq.[H2O]2 = Kw e Kw = constante de ionização da água = [H3O+].[OH-] a 
25oC, Kw = 1,008 x 10-14 M2 
 
Esta expressão de Kw é muito importante, e deve ser memorizada, pois 
é através dela que todos os conceitos de pH e pOH são deduzidos. 
 
O equilíbrio da reação entre o ácido acético e a água pode ser descrito 
pela constante abaixo: 
 
 
 
 
Novamente, no caso de soluções diluídas, o termo [H2O] é constante, e 
podemos substituir a equação por Keq. [H2O]=Ka, que fica: 
 
 
 
Esta é a expressão para a constante de ionização ácida, Ka. Da mesma forma, 
podemos escrever a expressão para Kb, a constante de ionização básica. 
Vamos utilizar a reação da amônia com água como exemplo: 
 
 
31 
 
 
 
 
ÁCIDOS 
 
 Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO 
 
• H2Se – ácido 
selenídrico 
 
 
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco. 
 
 
 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação 
ICO. 
 
 
 
Exemplo: 
 
 H2CO3 – ácido carbônico 
 
 H3BO3 – ácido bórico 
 
Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a 
menor OSO. 
Exemplos: 
 
 H2SO3 – ácido sulfuroso 
 
 H2SO4 – ácido sulfúrico 
 
 HNO2 – ácido nitroso 
 
 HNO3 – ácido nítrico 
 
Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO 
junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta 
ordem. 
 
 
Exemplo: 
• HCl – ácido clorídrico 
• H2S – ácido sulfídrico 
 
 
32 
 
Exemplos: 
 
 HClO – ácido hipocloroso 
 
 HClO2 – ácido cloroso 
 
 HClO3 – ácido clórico 
 
 HClO4 – ácido perclórico 
 
 
Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém 
sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, 
META e PIRO. 
Exemplos: 
 
 H3PO4 – ácido ortofosfórico 
 
 HPO3 – ácido metafosfórico 
 
 H4P2O7 – ácido pirofosfórico 
 
Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5. 
 
 
BASES 
 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a 
expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo: 
 NaOH – hidróxido de sódio 
 
 Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio 
 
Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” 
seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência 
em números romanos. 
 
Exemplo: 
 
 Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
 
 Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
ÓXIDOS 
 
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido 
de” seguida do nome do elemento. 
Exemplo: 
 
 BaO – óxido de bário 
 
 K2O – óxido de potássio 
 
Se o elemento possuirduas valências, usamos a expressão 
“óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou 
então a valência em números romanos. 
Exemplo: 
 
 Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I 
 
 CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II 
 
 NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II 
 
 Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III 
 
SAIS 
 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base. 
 
Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a 
terminação ETO. 
 
Exemplo: 
 
 CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico 
 
 RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico 
 
Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. 
 
Exemplo: 
 
 Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso 
 
 LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso 
 
Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. 
 
Exemplo: 
 
 
34 
 
 
 
 Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico 
 
 NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico. 
 
Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos 
inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para 
ITO e de ICO para ATO. 
 
 
Exemplos: 
 
 NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico 
 
Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico 
 
Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras mencionadas acima 
para as bases e os óxidos, usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos 
romanos para as valências. 
 
Qual a diferença entre ácidos e bases? 
 
Os ácidos e as bases são dois tipos de substâncias corrosivas, porém eles são 
considerados opostos químicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Ácidos Bases 
Definição
 d
e 
Arrhenius 
Um ácido é qualquer 
composto químico 
que, em solução 
aquosa, libera íons de 
hidrogênio (H+). 
Uma base, ou álcali, é 
uma substância que, em 
solução aquosa, libera 
hidroxilas, íons 
negativos (OH-) 
Definição
 d
e 
Brönsted-
Lowry 
Um ácido é uma 
substância que doa 
um próton. 
Uma base é qualquer 
substância que recebe 
um próton. 
Definição de 
Lewis 
Durante uma ligação 
química, 
Em uma ligação 
química, as bases 
 
 
35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 os ácidos são os que 
recebem pares 
eletrônicos. 
são os que cedem
 pares eletrônicos. 
Valor do pH Menor que 7.0. Maior que 7.0. 
Característica
s físicas 
Os ácidos podem 
ocorrer de forma 
sólida, líquida ou 
gasosa, dependendo 
da temperatura. 
 
 
Frequentemente 
sólidas, exceto amônia, 
que é um gás. 
 
 
 
 
Estrutura Ácidos são 
moleculares, ou seja, 
formados por 
ligações covalentes 
em que há 
compartilhamento de 
elétrons. 
 
 
As bases podem ser 
iônicas ou moleculares. 
Fórmula 
química 
Os ácidos possuem 
fórmula química com 
H no início, por 
exemplo, o HCl 
(ácido clorídrico). O 
Ácido acético 
(vinagre) é uma 
exceção, sendo o 
CH3COOH. 
 
 
 
 
As bases possuem OH 
no final de sua fórmula, 
por exemplo, NaOH 
(hidróxido de sódio). 
Solubilidade
 e
m água 
Costumam ser
 bastante 
solúveis em água. 
A maioria 
das bases é 
praticamente insolúvel. 
Reação
 n
o indicador 
Fenolftaleína 
 
 
Permanece incolor. 
 
 
Deixa a solução rosa. 
Teste de Ph 
(com papel
 d
e 
tornassol ) 
 
 
Fica vermelho. 
 
 
Fica azul. 
Condutividad
e 
elétrica 
Apenas conduzem 
corrente elétrica 
quando estão 
dissolvidos em água. 
Também conduzem 
corrente elétrica em 
solução aquosa. 
Exemplos Ácido acético, ácido 
sulfúrico. 
Hidróxido de sódio, 
amoníaco 
 
 
36 
 
 
Uma das maiores diferenças entre os ácidos e bases é que as bases, em 
contato com solução aquosa, liberam íons negativos, as hidroxilas (OH-). Já os 
ácidos, em contato com água liberam íons positivos de hidrogênio (H+). 
 
Qualquer substância com um valor de pH entre 0 até 7 é considerada ácida, 
enquanto um valor de pH de 7 a 14 é uma base. O valor 7 é o neutro, 
que corresponde à água. 
O que são ácidos e bases 
 
 
Os ácidos são compostos iônicos que quando dissolvido em água geram um íon 
positivo de hidrogênio (H +). As bases, por outro lado, são compostos iônicos 
que formam um íon hidróxido de carga negativa (OH-) em água. 
 
 
Essa definição, criada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, é a mais utilizada 
para classificar os ácidos e bases, porém, existem outras definições. 
 
 
A definição dada por Johannes N. Bronsted e Thomas Lowry, conhecida como 
definição protônica, diz que os ácidos são substâncias que doam um próton, 
enquanto as bases são as que recebem um próton. 
 
 
Já na definição dada pelo norte-americano Gilbert Newton Lewis, os ácidos 
são as substâncias que recebem pares eletrônicos em uma ligação 
química, enquanto as bases cedem os pares. 
PH dos ácidos e bases 
 
Todos os compostos químicos têm um valor de pH, que pode variar de 0 a 
14, onde os números representam a concentração de íons de hidrogênio 
em uma solução. 
O pH neutro é o pH da água pura, que é 7. Qualquer substância com um 
valor de pH entre 0 até 7 é considerada ácida, enquanto um valor de pH de 7 
a 14 é uma base. 
 
Quanto mais inferior à 7,0 o ácido for, mais forte ele é. Nas bases, quanto 
mais alto o valor do pH, mais forte ela será. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
 
Características dos ácidos: 
 
 Possui gosto amargo; 
 
 Pode queimar a pele quando tocado; 
 
 Pode corroer metais e pele; 
 
 Deixa o papel tornassol vermelho; 
 
 No indicador universal ele é identificado pelas cores vermelhas ou 
laranjas. 
Características das Bases 
 
 Gosto adstringente; 
 
 Ao tocar, se sente algo viscoso; 
 
 Muitas bases reagem com ácidos e geram sais; 
 
 Bases fortes podem reagir violentamente com ácidos; 
 
 Bases tornam o papel de tornassol azul; 
 
 
Indicadores de ácidos e bases 
 
 
 
Os indicadores de pH, ou indicadores ácido-base, são 
substâncias utilizadas para se descobrir se a solução se trata de um 
ácido ou uma base. 
 
 
Isso é possível por causa de suas propriedades físico-químicas, 
 
 
38 
q
ue possuem a capacidade de mudar de cor de acordo com o pH da 
substância testada. 
 
Entre os muitos indicadores artificiais utilizados em laboratório, os mais 
conhecidos são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores 
universais. 
 A fenolftaleína permanece incolor em contato com ácido, e fica 
rosa em contato com bases. 
 O papel de tornassol fica azul com bases e vermelha na presença 
de ácidos. 
 O indicador universal é o mais preciso dos indicadores ácido-base, 
pois ele apresenta diferentes cores de acordo com cada valor de 
pH. 
 
 
 
 
Aplicações para ácidos e bases no dia-a-dia 
 
Os ácidos são frequentemente utilizados para remover ferrugem de metais, 
como eletrólito em baterias, para processamento de minerais, para produzir 
fertilizantes e gasolina e como aditivos em alimentos e bebidas. 
 
As bases são usadas principalmente na limpeza, como detergentes para 
lavar louça e sabão para roupa, limpadores de forno e removedores de 
manchas. 
Produto de Solubilidade 
 
O produto de solubilidade (Kps) corresponde à constante de equilíbrio que 
relaciona um soluto pouco solúvel e seu íons em solução. 
 
 
39 
 
 
Os cálculos renais são agregados cristalinos formados pela precipitação de 
alguns sais, como o fosfato de cálcio. 
 
O produto de solubilidade é simbolizado por KPS ou KS e é uma 
constante de equilíbrioentre um sólido não dissolvido e seus íons. O 
estudo do produto de solubilidade (KPS) sempre envolve um soluto 
pouco solúvel em solução. 
 
Consideremos o fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2), um sal que possui pouca 
solubilidade em condições ambientes. Ao ser colocado em meio aquoso, 
ele dissocia-se e forma alguns íons, conforme a equação iônica a seguir 
mostra: 
 
Ca3(PO4)2(s) → 3 Ca2+ aq) + 2 PO43- aq) 
( ( 
 
No entanto, visto que sua solubilidade é pequena, alguns desses íons 
formados tendem a unir-se novamente, o que ocasiona a precipitação do 
sal: 
 
 
 
Uma das possíveis origens dos cálculos renais (litíase nas vias urinárias, 
conhecida popularmente como “pedras nos rins”), inclusive, é que os íons 
desse sal (cálcio, Ca2+e fosfato, PO43-) presentes no sangue unem-se muito 
facilmente no organismo humano, precipitando na forma de fosfato de cálcio 
nos rins. 
 
Assim, forma-se o seguinte equilíbrio (a velocidade de dissociação iônica do sal 
(reação direta) é igual à velocidade da precipitação do sal (reação inversa)): 
 
 Ca3(PO4)2(s) ↔ 3 Ca2+(aq) + 2 PO4 (aq) 
 
 
 
 
40 
A 
Constante de equilíbrio, em termos de concentração em quantidade de matéria 
(Kc) é expressa colocando-se, no numerador, a multiplicação das 
concentrações dos produtos da reação elevadas aos seus respectivos 
coeficientes na equação; e no denominador, coloca-se a multiplicação das 
concentrações dos reagentes também elevadas aos seus respectivos 
coeficientes. Assim, para o equilíbrio acima, temos: 
 
Kc = [Ca
2+]3._____________________________ [PO43-]
2
 
 
[Ca3(PO4)2] 
 
No entanto, nesse mesmo texto é mostrado que as substâncias sólidas 
não entram na expressão de Kc porque a sua concentração é invariável. Visto 
que ela é uma constante, temos o seguinte: 
 
Matematicamente, sempre que temos o produto entre duas constantes, 
há a formação de outra constante. Assim: 
 
Kc . [Ca3(PO4)2] = KPS 
 
Portanto, o nosso produto de solubilidade (KPS) é dado por: 
 
 
 
Podemos dizer que a expressão do produto de solubilidade (KPS) 
sempre é igual ao produto das concentrações em mol/L dos seus íons na 
solução saturada elevadas a uma potência que é igual ao seu coeficiente na 
equação de dissociação iônica do composto. 
Por exemplo, considere a seguinte reação genérica: 
 
AmBn(s) ↔ m An+ aq) + n Bm- aq) 
( ( 
 
A expressão do produto de solubilidade é dada por: 
 
KPS = [A
n+]m . [Bm-]n 
 
 
Lembrando que quando falamos de produto iônico, referimo-nos à 
multiplicação [An+]m . [Bm-]n. 
 
 
 
 
41 
 
 
Importante: Não confunda a solubilidade (S) com o produto de 
solubilidade (KPS), pois a solubilidade é a quantidade de soluto dissolvida 
em determinado volume de solução. Já o produto de solubilidade (KPS) é 
uma constante de equilíbrio que está diretamente relacionada com a 
solubilidade. 
 
A solubilidade (S) muitas vezes é chamada de constante de solubilidade 
(CS). Assim, o produto de solubilidade (KPS) pode nos ajudar a 
encontrar a constante de solubilidadedo composto que queremos. 
Vejamos dois exemplos para entender como aplicar a expressão mostrada 
mais acima para descobrir o valor de KPS de um composto através da 
solubilidade e vice-versa: 
Exemplo 1: 
 
“Considerando que a solubilidade do Ca3(PO4)2, a 25ºC, vale 10
-6 mol/L, 
qual será o valor do produto de solubilidade (KPS) para esse composto?” 
Resolução: 
* Primeiro escrevemos a equação que representa a dissociação iônica 
do sal: Ca3(PO4)2(s) ↔ 3 Ca2+ aq) + 2 PO43- aq) 
( ( 
 
* Vemos pelos coeficientes que a proporção estequiométrica é igual a 1 : 
3 : 2. Assim, temos: 
 
 
 
 
 
 
Parte de cálculo do produto de solubilidade 
* Agora podemos jogar os valores das concentrações em mol/L dos íons na 
expressão de KPS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
Exemplo 2: 
 
“(UERJ) O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base fraca pouco solúvel 
em água, apresentando constante de produto de solubilidade, KPS, igual a 4 . 
1012. Uma suspensão dessa base em água é conhecida comercialmente como 
“leite de magnésia”, sendo comumente usada no tratamento de acidez no 
estômago. Calcule, em mol/L, a solubilidade do Mg(OH)2, numa solução dessa 
base.” 
Resolução: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observe na expressão do produto de solubilidade (KPS) que essa grandeza é 
diretamente proporcional à concentração dos íons em solução. Isso quer dizer 
que o KPS nos indica se um composto será mais ou menos solúvel em água. 
Quanto mais íons em solução, mais solúvel é a substância e maior é o 
KPS e vice-versa. 
 
Mas essa afirmativa é verdadeira para sais ou bases que são similares, ou 
seja, que, ao se dissociarem em solução aquosa, liberam para o meio a 
mesma quantidade de íons. Por exemplo, observe os dois compostos a 
seguir: 
KPS (BaSO4) = 1,1 . 10
-10
 
 
KPS (CaSO4 ) = 7,1 . 10
-5 
 
 
 
43 
 
 
Observe que esses dois sais são de mesma natureza, ou seja, ambos liberam 
em solução aquosa um cátion e um ânion. Assim, podemos definir qual dos dois 
é mais solúvel observando apenas o valor do KPS. Veja que, observando 
somente a potência de 10, chegamos à conclusão de que o KPS do CaSO4 é 
maior, portanto, ele é mais solúvel que o BaSO4. 
 
Agora quando os compostos liberam quantidades diferentes de íons no 
meio, é preciso calcular a solubilidade de cada um a partir do KPS, como 
foi feito no exemplo 2, e comparar os resultados. 
 
Com esses cálculos, podemos fazer a seguinte relação entre o produto de 
solubilidade (KPS) e o produto iônico. 
 
* Produto iônico = KPS → solução saturada; 
 
* Produto iônico < KPS → solução insaturada; 
 
* Produto iônico > KPS → solução saturada com corpo de fundo 
(ou solução supersaturada, o que é menos provável). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
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P. Atkins e L. Jones - Chemistry: Molecules, Matter, and Changes, W.H. 
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Shriver & Atkins – Química Inorgânica, Bookman, 2008, 4a. Ed. 
(Tradução da 4a. ed. - Oxford Univ. Press, 2006 - D.F. Shriver, P.W. 
Atkins , T.L. Overton, 
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ciência central, Pearson-Prentice Hall, São Paulo, 2005, 9a. ed. 
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Para saber mais: 
 
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http://www3.uma.pt/jcmarques/docs/QA/QA1intro10.pdf 
http://home.utad.pt/~lcarv/qa.pdf 
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Conceito de Número de 
Oxidação (Nox)"; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/conceito-numero-oxidacao- 
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www.acs.org/br.geocities.com/www.profcupido.hpg.ig.com.br 
https://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/funcoes-
inorganicas