Equilibrio Químico_QB_pb_UTFPR

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25/08/2014 
1 
EQUILÍBRIO 
QUÍMICO 
Química Básica 
DAQBI – Prof. Luiz Alberto 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
PR
Os reagentes e produtos das reações reversíveis 
são separados por dupla seta. 
PROCESSOS REVERSÍVEIS 
Processos em que reagentes e produtos são consumidos e 
produzidos ao mesmo tempo. 
Água 
H2O(ℓ) H2O(v) 
reação direta 
reação inversa 
N2O4(g) 
Reação DIRETA e Reação INVERSA 
vd 
vi 
No início da reação a velocidade direta é máxima 
No início da reação a velocidade inversa é nula 
velocidade 
tempo 
com o passar do tempo 
Vd = Vi 
te 
Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico 
concentração 
Uma vez atingido o equilíbrio químico, as concentrações molares dos 
participantes (e as pressões parciais dos gases) não mais se alteram. 
tempo 
te 
N2O4(g) 
NO2(g) 
N2O4(g) 2 NO2(g) 
Dependendo das condições em que se estabelece o equilíbrio, 
pode-se ter três situações. 
Concentração 
tempo 
reagentes 
produtos 
Concentração 
tempo 
reagentes = produtos 
Concentração 
tempo 
reagentes 
produtos 
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
Considerando uma reação reversível genérica: 
a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g) 
2 
1 
No equilíbrio tem-se: 
v1 
= 
a b k1 [ A ] [ B ] 
c d k2 [ C ] [ D ] 
Isolando as constantes: 
= 
a b 
[ A ] [ B ] 
c d 
[ C ] [ D ] k1 
k2 
KC 
v2 = 
= 
a b k1 (pA) (pB) 
c d k2 (pC) (pD) 
= 
k1 
k2 
= = a b 
(pA) (pB) 
c d 
(pC) (pD) 
Kp 
Cte. Equil. em termos de conc. molares 
Cte. Equil. em termos de pressões parciais 
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2 
RELAÇÃO ENTRE KP E KC 
• Pressão parcial (p) de um gás (G): 
Clapeyron: pV = nRT  p = (n/V)RT n/V = [G] 
p = [G]RT 
= 
a b 
(pA) (pB) 
c d 
(pC) (pD) 
Kp = a b 
[ A ] [ B ] 
c d 
[ C ] [ D ] 
KC 
a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g) 
Substituindo (pG) por [G]RT na expressão de Kp: 
= 
a b 
c d 
([C]RT) ([D]RT) 
Kp 
a b 
([A]RT) ([B]RT) [A] [B] 
Kc(RT) 
(RT) 
(c+d) – (a+b) 
(a+b) 
c d 
[C] [D] (RT) 
(c+d) 
= 
Kc 
∆n 
= Kc(RT) 
∆n 
Kp = 
N2(g) + 3 H2(g) 
[N2] 
[NH3] 
2 H2O(g) 
= 
[O2] 
Exemplos: 
2 H2(g) + O2(g) 
KC 
[H2] 
2 
[H2O] 
2 
2 NH3(g) 
= KC 
2 
3 [H2] 
= 
(pO2] 
Kp 
(pH2) 
(pH2O) 
2 
2 
(pN2) 
(pNH3) 
= Kp 
2 
3 (pH2) 
Fe2+(aq) + Cu
2+
(aq) Fe
3+
(aq) + Cu
1+
(aq) = 
[Cu1+] 
KC 
[Fe3+] 
[Cu2+] [Fe2+] 
I. Para dada reação, o valor de KC depende apenas da temperatura. 
III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem 
unidades. 
 IV. Quanto maior for K, maior a quantidade de produtos no equilíbrio. De modo 
inverso, quanto menor for K, maior a quantidade de reagentes no equilíbrio. 
Se K >>1 predomínio de produtos. Se K<<1 predomínio de reagentes. 
II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes. 
 V. Líquidos e sólidos puros, por apresentarem concentração constante a dada 
temperatura, não constam da expressão da constante de equilíbrio. 
CaCO3(s) CaO(s) CO2(g) + 
Kc = [CO2] Kp = (pCO2) e 
 VI. As constantes de equilíbrio para uma reação e sua inversa são recíprocas 
uma à outra. 
 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kc1 = [NO2]
2[NO]2[O2] 
 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kc2 = [NO]
2[O2]/[NO]
2 
Kc2 Kc1 
= 
1 
 VII. Quando uma reação é multiplicada por um número, a constante de equilíbrio 
é elevada àquela potência. 
 H2O(g) H2(g) + ½ O2(g) 
2 H2O(g) 2 H2(g) + O2(g) 
Kc1 = [H2]
 [O2]
1/2/[H2O] 
Kc2 = [H2]
2[O2]/[H2O]
2 
Kc2 (Kc1)
2 = 
 VIII. A constante de equilíbrio para uma reação que é a soma de outras reações é 
o produto das constante de equilíbrio das reações individuais. 
 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Kc1 = [NO2]
2[NO]2[O2] 
 2 NO2(g) N2O4(g) Kc2 = [N2O4]/[NO2]
2 
 2 NO(g) + O2(g) N2O4(g) Kc = [N2O4]/[NO]
2[O2] Kc (Kc1).(Kc2) = 
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) 
a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g) 
a b 
[ A ] [ B ] 
c d 
[ C ] [ D ] 
Q 
= 
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3 
 O dióxido de nitrogênio, NO2, um gás castanho, existirá em equilíbrio com 
o gás incolor N2O4. 
2 NO2(g) N2O4(g) Kc = 171 (298 K) 
 Suponha que, em um dado momento, a concentração do NO2 seja 0,015 
mol/L e a concentração do N2O4 seja 0,025 mol/L. Verificar se o sistema 
está em equilíbrio. Se o sistema não estiver em equilíbrio, em que direção 
a reação deverá proceder para que atinja o equilíbrio 
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) 
Q = 110 
[N2O4] 
[NO2]2 
= 
0,025 
(0,015)2 
= 
O sistema não está em equilíbrio. Como Q < Kc, para atingir o equilíbrio 
(Q = Kc) a reação deverá caminhar na direção do produto. 
1. Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma 
certa temperatura forneceram os seguintes resultados: 
Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. 
[H2] = 0,10 mol/L 
[I2] = 0,20 mol/L 
[HI] = 1,0 mol/L 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
= 
[ H2 ] [ I2 ] 
[ HI ] 2 
KC 
x (0,10) (0,20) 
( 1,0 ) 
= 
1,0 
0,02 
 KC = 50 
CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
2. Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol 
 de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que 
 haviam sido formados 3,5 mol de CO2. 
Calcular Kc para o equilíbrio dessa reação. 
= KC 
[ CO2 ] [ NO ] 
[ CO ] [ NO2 ] 
x 
x 
1,75 
1,50 0,75 
CO + NO2 CO2 + NO 
início 
reage / produz 
equilíbrio 3,5 3,5 
3,5 3,5 
3,0 1,5 
6,5 5,0 
-3,5 -3,5 
0,0 0,0 
[ NO ] = 
3,5 
2,0 
= 1,75 M 
[ CO ] = 
3,0 
2,0 
[ NO2 ] = 
1,5 
2,0 
= 0,75 M 
[ CO2 ] = 
3,5 
2,0 
= 1,75 M 
= 1,50 M 
1,75 
= KC x 
x 
3,0625 
1,125 
= KC KC = 2,72 
 3. Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a 
 uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a 
 reação química abaixo. O equilíbrio foi alcançado quando 20% do 
 pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). Calcular a constante de 
 equilíbrio, Kc, nessas condições. 
PCl5 PCl3 + Cl2 
início 2,0 0,0 0,0 
reage / produz -0,4 
Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol 
0,4 0,4 
0,4 0,4 1,6 equilíbrio 
[ PCl5 ] 
[ PCl3 ] 
[ Cl2 ] 
= 
0,4 
0,4 
= 1,0 M 
= 
0,4 
0,4 
= 1,0 M 
= 
1,6 
0,4 
= 4,0 M 
= KC 
x 
[ PCl5 ] 
[ PCl3 ] [ Cl2 ] 1,0 x 1,0 
4,0 
= 
= KC 
4,0 
1,0 
KC = 0,25 
4. Quando 1 mol de amônia é aquecido a 300 K num sistema fechado de 
 capacidade 1 L, 50% do composto se dissocia em nitrogênio e hidrogê- 
 nio, estabelecendo-se o equilíbrio. 
 Calcule Kc e Kp. (R = 0,082 atm L/K mol) 
 5. Em um experimento, a 300 K, introduziu-se 1,5 mol de N2O4 em um 
 reator de 2,0 L. Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi 
 de 0.060 mol/L. Calcule Kc e Kp. (R = 0,082 atm L/K mol) 
Kc = 0,42; Kp = 254,17 
Kc = 5 x 10
-3 ; Kp = 0,123 
6. Dada a reação H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) Kc = 55,64 (425 oC). Se 1,00 mol de H2 
e 1,00 mol de I2 são colocados em um frasco de 0,500 L a 425 
oC, quais 
são as concentrações de H2, I2 e HI quando o equilíbrio é atingido 
[H2] = [I2] = 0,42 mol/L; [HI] = 3,16 mol/L 
7. A decomposição do PCℓ5 para formar PCℓ3 e Cℓ2 apresenta Kc = 1,20 a 
uma determinada temperatura. Se a concentração inicial de PCℓ5 é 1,60 
mol/L, quais serão as concentrações de todas as substâncias noequilíbrio 
[PCℓ5] = 0,69 mol/L; [PC3] = [Cℓ2] = 0,91 mol/L 
• FATORES DE EQUILÍBRIO 
 
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
Concentração dos participantes, pressão e temperatura. 
• PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
“Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio 
este se desloca no sentido da reação que neutraliza esta ação”. 
 
Síntese da amônia 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
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• EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
 
 
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
ADIÇÃO DE SUBSTÂNCIA deslocamento 
NO SENTIDO DE CONSUMO 
DA SUBSTÂNICIA 
REMOÇÃO DE SUBSTÂNCIA deslocamento 
NO SENTIDO DE PRODUÇÃO 
DA SUBSTÂNICIA 
Síntese da amônia 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
Adição de N2 ou de H2 → deslocamento para direita 
Adição de NH3 → deslocamento para esquerda 
Remoção de N2 ou de H2 → deslocamento para esquerda 
Remoção de NH3 → deslocamento para direita 
• EFEITO DA PRESSÃO 
 
 
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
AUMENTO DE PRESSÃO deslocamento 
NO SENTIDO DE MENOR 
VOLUME (menor n.o mols) 
DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO deslocamento 
NO SENTIDO DE MAIOR 
VOLUME (maior n.o mols) 
Síntese da amônia 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
Aumento de pressão → deslocamento para direita 
Diminuição de pressão→ deslocamento para esquerda 
4 mols 2 mols 
Quando, numa reação em equilíbrio, não ocorrer variação do n.o de mols, a 
pressão na afetará o estado de equilíbrio. 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
2 mols 2 mols 
• EFEITO DA TEMPERATURA 
 
 
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
AUMENTO DE TEMPERATURA deslocamento 
NO SENTIDO 
ENDOTÉRMICO 
DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA deslocamento 
NO SENTIDO 
EXOTÉRMICO 
Aumento de temperatura → deslocamento para esquerda 
Diminuição de temperatura→ deslocamento para direita 
Síntese da amônia 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = -92,2 kJ 
Endotérmico 
Exotérmico 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
Envolve íons em solução. É caracterizado por Ki e . 
Constante de Ionização (Ki) 
 
 
Ionização de ácido fraco 
 Ácido cianídrico: HCN 
HCN(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + CN-(aq) 
 
 Aplicando lei do equilίbrio: 
 
 Em solução aquosa  [H2O] = constante. 
 
  
 
  
  HCN.OH
CN.OH
Kc
2
3


  
 HCN
CN.OH
O]Kc.[H 32


  
 HCN
CN.OH
KaKi 3


Simplificando: HCN(aq) ⇄ H
+
(aq) + CN
-
(aq) 
  
 HCN
CN.H
Ka


Poliácidos → ionização por etapas 
 Ácido sulfídrico: H2S 
 
 H2S(aq) ⇄ H+(aq) + HS-(aq) 
 
 
 
 HS-(aq) ⇄ H+(aq) + S2-(aq) 
 
 
 Observe que: Ka1 > Ka2 > …….. 
 
  
 
7
2
a1 1,3.10
SH
HSH
K 


.
  
 
15
2
a2 7,1.10
HS
S.H
K 



Constante de Ionização (Ki) Constante de Ionização (Ki) 
Ionização de base fraca 
 Amônia: NH3 ou hidróxido de amônio (NH4OH) 
 
 
 NH3(g) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
 
 
 NH4OH(aq) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
  
 3
4
NH
OH.NH
Kb


  
 OHNH
OH.NH
Kb
4
4


Grau de Ionização () 
inicialn.
ionizadosmoln.
α
o
o

Ácido acético: α% = 3% ou α = 0,03. 
De cada 100 mol inicial, 3 mol ionizam, ou 
De cada 1 mol inicial, 0,03 mol ioniza. 
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5 
Força de ácidos e bases 
É determinada por α e Ki 
 
HA(aq) ⇄ H+(aq) + A-(aq) 
 
 
BOH(aq) ⇄ B+(aq) + OH-(aq) 
 
 
 ↑ α; ↑Ki; ↑Ionização; ↑Força; ↑H+(ácidos); ↑OH-(bases) 
 [H+] = acidez e [OH-] = basicidade 
 
  
 HA
A.H
Ka


  
 BOH
OH.B
Kb


Força de ácidos e bases 
 Potencial de ionização (pKi) 
 
pKi = -log Ki 
 
↑α; ↑Ki; ↓pKi; ↑Ionização; ↑Força 
 
 Exemplos: 
 
 Ácido acético: Ki = 1,8 . 10-5 → pKi = 4,74 
 
 Ácido nitroso: Ki = 4,5 . 10-4 → pKi = 3,34 
 
 Ácido nitroso é o mais forte (maior Ki e menor pKi). 
A reação H3C – COOH H
+ + H3C – COO
 tem Ka = 1,8 x 10 
Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução 
de [H+] = 1,0 x 10 mol/L. 
– 5 
–3 
Nesta solução calcule as concentrações em mol/L de CH3COO e de 
CH3COOH . 
– 
– 
[ CH3COO ] = 1,0 x 10 
– 3 – [ CH3COOH ] = 5,0 x 10 
– 2 
Cálculos envolvendo Ki e  
 Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. 
 Calcular a constante de ionização desse ácido. 
Ki = 1,6 x 10 
– 5 
A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% 
dissociado, vale 10–11. Calcular a concentração molar desse ácido, 
nessas condições. 
0,10 mol/L 
O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solu-ção 2 
mol/L é 0,283% a 20°C. Calcular Kb. 
Kb = 1,6 x 10
–5 
Efeito do íon comum 
 
HCN H+ + CN- 
NaCN Na+ + CN-
Na+CN-
 (forte) 
NaCN Na+ + CN-
HCN H+ + CN- 
Adição de NaCN; ↑[CN-] (íon comum); deslocamento p/esquerda; 
↓[HCN] ionizado; ↓ α do HCN. 
Efeito do íon comum = diminuição do “α” de um eletrólito fraco por 
influência de um eletrólito for-te que tem íon em comum com o fraco. 
 Cte. de ionização da água ou produto iônico da 
água (Kw) 
 Auto-ionização da água 
H2O + H2O ⇄ H3O
+ + OH- 
simplificando 
H2O ⇄ H
+ + OH- 
 
 
 
1 L H2O 1000 g H2O 55,6 mol H2O → → 
A 25 oC: % = 1,81 x 10
-7% 
H2O ⇄ H+ + OH- 
início 
ionização 
equilíbrio 
55,6 0 0 
10-7 10-7 10-7 
10-7 10-7  55,6 
[H2O] = cte. 
 Cte. de ionização da água ou produto iônico da 
água (Kw) 
 Auto-ionização da água 
 
H2O ⇄ H
+ + OH- 
 
 
 
 
 Kc.[H2O] = Kw → Kw = [H
+].[OH-] 
 
 A 25 oC → [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
 
 A 25 oC → Kw = 10-7 . 10-7 = 10-14 
  
 
]OH ].[H [] OH Kc.[cte] OH [
 OH 
OH .H 
Kc 22
2



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6 
Um alvejante de roupas, do tipo “água de lavadeira “, apresenta [OH-] 
aproximadamente igual a 1,5 x 10-4 mol/L, a 25 oC . Nessas condições, 
calcule a concentração de H+ nessa “água de lavanderia”. 
[H+] = ? 
[OH ] – 
Kw = 10-14 
= 1,5 x 10-4 
= [H ] [OH ] + – 10-14 x 
[H ] + = 
10-14 
 1,5 x 10-4 
[H ] 
+ 
= 6,67 x 10-11 mol/L 
 Cte. de ionização da águaou produto iônico da 
água (Kw) 
H2O ⇄ H
+ + OH- 
 
 Água pura ou solução neutra: 
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L 
 
 Solução ácida: 
[H+] > 10-7 mol/L; [OH-] < 10-7 mol/L 
 
 Solução básica: 
[H+] < 10-7 mol/L; [OH-] > 10-7 mol/L 
 
 
pH e pOH 
 
pH = - log [H+] pOH = -log [OH-] 
A 25 oC: pH + pOH = 14 
 
 ● Água pura ou solução neutra: 
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L → pH = pOH = 7 
 ● Solução ácida: 
[H+] > 10-7; [OH-] < 10-7 → pH < 7; pOH > 7 
 ● Solução básica: 
[H+] < 10-7; [OH-] > 10-7 → pH > 7; pOH < 7 
A escala de pH 
 A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0,0001. Calcule o 
pH e o pOH desta solução. 
pH = – log [ H ] + 
[ H ] 
+ 
= 0,0001 mol/L 10 mol/L 
– 4 
– log 10 
– 4 
pH = 
pH = – ( – 4) x log 10 
pH = 4 x 1 pH = 4 
pH + pOH = 14 
4 + pOH = 14 pOH = 10 
 A concentração hidrogeniônica de uma solução é de 
 3,45 x 10 íons – g/L. Calcule pH desta solução. – 11 
Dado: log 3,45 = 0,54 
[ H ] = 3,45 x 10 + – 11 
pH = – log [H ] 
+ 
pH = – log(3,45 x 10 ) – 11 
pH = – [log 3,45 + log 10 ] 
– 11 
pH = – [ 0,54 – 11 ] 
pH = 11 – 0,54 
pH = 10,46 
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7 
Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores 
aproximados de pH, a 25°C. 
pH = 3,0 vinagre 
saliva 
limpa - forno 
pH = 8,0 
pH = 13,0 
pH = 9,0 
pH = 1,0 
água do mar 
suco gástrico 
Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: 
a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. 
vinagre 
saliva (pH = 8,0) 
[ H+] = 10-3 mol/L 
é 100 vezes menor 
b) No vinagre, a concentração de íons H3O
+ é cem mil vezes maior que a da 
saliva. 
c) A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o 
vinagre. 
d) O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de 
mols de hidroxila por litro. 
e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. 
(pH = 3,0) 
[ H+] = 10-8 mol/L 
vinagre [ H+] = 10-3 mol/L (pH = 3,0) 
Suco gástrico (pH = 1,0) [ H+] = 10-1 mol/L 
é 100000 vezes menor 
 As características ácidas e básicas de soluções aquosas são impor- 
 tantes para outras áreas além da “Química”, como, por exemplo, a 
 Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas característi- 
 cas das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é 
 definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a uma dada 
 temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização da água é 
 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63C julgue 
 os itens abaixo: 
1. pH + pOH = 13. (V) 
2. Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. (V) 
3. Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. (F) 
4. Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. (F) 
(F) 5. A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é 
igual 10–7 mol/L. 
0 6,5 13 
ácida 
neutra 
básica 63ºC 
Kw = 10 –13 
É o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal 
reage(m) com a água. 
HIDRÓLISE SALINA 
Sal BA 
H2O H2O 
A- 
B+ 
pH =  
Sofre hidrólise cátion de base fraca e/ou ânion de ácido fraco. 
 Hidrólise de cátion (de base fraca): 
B+ + H+OH- ⇄ BOH + H+ 
 Hidrólise de ânion (de ácido fraco): 
A- + H+OH- ⇄ HA + OH- 
Solução fica básica (pH > 7) 
Solução fica ácida (pH < 7) 
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA 
água 
solução ácida 
pH < 7 
O que ocorre na preparação da solução? 
NH4NO3(aq) + HOH(l) NH4OH(aq) + HNO3(aq) 
 O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. 
HNO3 (aq) H
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
 O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não 
 dissociada. 
NH4OH (aq) NH4OH(aq) 
Assim, tem-se: 
NH4
- + NO3
- + H2O NH4OH + H
+ + NO3
-
 
Isto é: 
NH4
+ + H2O NH4OH + H
+ 
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE 
água 
solução básica 
pH > 7 
25/08/2014 
8 
O que ocorre na preparação da solução? 
KCN(aq) + HOH(l) KOH(aq) + HCN(aq) 
 O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. 
KOH(aq) K
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente 
não ionizado. 
HCN(aq) HCN(aq) 
Assim, tem-se: 
 K+ + CN- + H2O K
+ + OH- + HCN 
Isto é: 
CN- + H2O HCN + OH
- 
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA 
água 
solução final 
pH > 7 ou pH < 7 
O que ocorreu na preparação da solução? 
NH4CN(aq) + HOH(l) NH4OH(aq) + HCN(aq) 
 O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não 
 dissociada. 
 O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado. 
A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; 
isto depende da constante (Ka e Kb) de ambos. 
Neste caso: 
 Ka = 4,9 x 10
 – 10 e Kb = 1,8 x 10
 – 5, isto é, Kb é maior que Ka; então 
a solução será ligeiramente básica. 
SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE 
água 
solução final 
é neutra 
pH = 7 
O que ocorreu na preparação da solução? 
NaCl(aq) + HOH(l) NaOH (aq) + HCl (aq) 
 O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. 
NaOH(aq) Na
+
(aq) + OH(aq) 
 O HCl é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. 
HCl(aq) H
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
Assim, tem-se: 
Na+ + Cl- + H2O Na
+ + Cl- + OH- + H+ 
Isto é: 
H2O H
+ + OH- não ocorre HIDRÓLISE 
É a expressão que caracteriza o equilíbrio das 
reações de hidrólise. 
Para a reação: NH4
+ + H2O NH4OH + H
+ 
 A expressão da constante de hidrólise é: 
Kh = 
[NH4OH] [H
+] 
[ NH4
+] 
CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh) 
25/08/2014 
9 
Relação entre Kh e Ki. 
Para a hidrólise do cátion, isto é, para 
sais formados por ácido forte e base 
fraca, usamos a relação: 
K
K
K
 h =
 w
 b
Para a hidrólise do ânion, isto é, para 
sais formados por ácido fraco e base 
forte, usamos a relação: K
K
K
 h =
 w
 a
Para a hidrólise do cátion e do ânion, para 
sais formados por ácido fraco e base 
fraca, a relação será: 
K
K
K K
 h =
 w
 b a
 x
CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh) 
 Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um 
 grau de hidrólise igual a 0,5%, a 25 oC . Determinar o [H+], [OH –], pH, pOH 
 e Kh para essa solução e o Kb para o NH4OH. (Dado: Kw = 10
 – 14) 
O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca). Ocorre 
hidrólise do cátion NH4
+. 
Hidrólise: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10-3 mol/L 
Kh = 
[NH4+] 
[NH4OH] [H+] 
5,02 x 10-6 
1,99 x 10-9 
10-3 
NH4
+ + H2O NH4OH + H 
+ 
Início 
Hidrólise 
Equilíbrio 
0,2 cte 0 0 
-10-3 +10-3 +10-3 
0,199 cte 10-3 10-3 
[H +] = 10 -3 mol/L 
pH = -log [H+] = -log 10-3 = 3 
Kw = [H
+].[OH-] = 10-14 10-3.[OH-] = 10-14 [OH-] = 10-11 mol/L 
pH + pOH = 14 pOH = 11 
X 
= 
X 
1,99 x 10-1 
10-3 
= 
Kh = 
10-14 
Kb 
Kb = 
10-14 
Kh 
= 
10-14 
= 
5,02 x 10-6 
 O ácido acetilsalicílico (AAS) é um monoácido, utilizado como analgé-sico e 
antitérmico, que, a 25 oC, apresenta constante de ionização (Ka) 3 x 10-5. 
Calcular o pH de uma solução aquosa de AAS 3,3 x 10-4 mol/L. 
 pH  4 
 O nitrito de sódio, NaNO2, é um dos aditivos mais utilizados na con-
servação de alimentos. É um excelente agente microbiano e está pre-sente 
em quase todos os alimentos industrializados à base de carne, tais como 
presuntos, mortadelas, salames, entre outros. Alguns estu-dos indicam que 
a ingestão desse aditivo pode proporcionar a forma-ção no estômago de 
ácido nitroso e este desencadear a formação de metabólitos 
carcinogênicos. 
 Calcular o pH de uma solução aquosa de nitrito de sódio 5 x 10-2 mol/L, a 
25 oC, sabendo que nesta temperatura Ka (HNO2) = 5 x 10
-4. 
 pH = 8 
 A aspirina é um ácido orgânico com Ka = 3,27 x 10-4 para a reação 
HC9H7O4(aq) + H2O(ℓ) ⇄ C9H7O4
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 Dois comprimidos, cada um contendo 0,325 g de aspirina, são dissolvidos 
em um copo de água (225 mL). Calcular o pH da solução obtida. (Massa 
molar da aspirina = 180 g/mol). 
 pH = 2,67 
 
 
 Solução-tampão, solução buffer ou solução reguladora é toda 
solução que resiste a variações de pH quando da adição de ácido 
ou base forte. 
SOLUÇÃO-TAMPÃO 
1 L H2O, 25 
oC 
pH = 7 
Adição de 0,01 mol de HCℓ 
Adiçãode 0,01 mol de NaOH 
pH = 2 
pH = 12 
1 L sangue 
humano 
pH = 7,4 
Adição de 0,01 mol de HCℓ 
Adição de 0,01 mol de NaOH 
pH = 7,3 
pH = 7,5 
Uma solução-tampão é constituída por um ácido fraco e seu sal ou 
por uma base fraca e seu sal. 
Exemplos: 
Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc). 
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e cloreto de amônio (NH4Cℓ). 
Ação da solução-tampão: 
Considerando o tampão HAc/NaAc. 
Em solução, HAc (ácido fraco) está pouco ionizado e o NaAc (eletrólito 
 forte) está totalmente dissociado. 
SOLUÇÃO-TAMPÃO 
HAc H+ + Ac- 
NaAc Na+ + Ac- 
Adição de H+ Deslocamento p/esquerda Consumo de H+ 
Adição de OH- Consumo de OH- por H+ 
Consumo de H+ e de OH- adicionados impedem variação brusca de pH. 
Deslocamento p/direita 
 Cálculo do pH de uma solução-tampão 
SOLUÇÃO-TAMPÃO 
pH = pKa + log 
[ácido] 
[ânion do sal] 
Para tampão de um ácido fraco e seu sal: 
pH = pKw − pKb − log 
[base] 
[cátion do sal] 
Para tampão de um ácido fraco e seu sal: 
25/08/2014 
10 
SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 Cálculo do pH de uma solução-tampão 
 2,00 g de ácido benzóico (Ka = 6,3 x 10-5) e 2,00 g de benzoato de sódio 
são dissolvidos em água suficiente para se obter 1,00 L de solução. 
Calcular o pH da solução-tamp]ao obtida. Massas molares (g/mol): ácido 
benzóico = 122; benzoato de sódio = 144. 
 
 
pH = pKa + log 
[ânion do sal] 
N.o mols utilizados e concentrações molares: 
Ácido benzóico: n = 
2,00 g 
122 g/mol 
= 0,0164 mol 
[ácido] 
[ácido] = 0,0164 mol/L 
Benzoato de Na: n = 
2,00 g 
144 g/mol 
= 0,0139 mol [sal] = 0,0139 mol/L 
Sal está 100% dissociado [ânion do sal] = [sal] = 0,0139 mol/L 
pKa do ácido: pKa = −log Ka = −log 6,3 x 10
-15 = 4,20 
pH da solução-tampão: 
pH = 4,20 + log 
0,0139 
0,0164 
= 4,13 
Considerando um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de 
sulfeto ferroso (FeS). 
Dois processos ocorrem: 
vd vp 
FeS (s) Fe (aq) + S (aq) 
2 – 2+ 
No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd) 
 é igual à velocidade de precipitação (vp). 
No equilíbrio,tem-se : 
[ Fe ] [S ] 2– 2+ 
[FeS] 
 [ FeS ] = cte 
AxBy (s) x A
+y
(aq) + y B
-x
(aq) 
Generalizando para um composto pouco solúvel AxBy: 
Conhecendo-se a solubilidade do composto, podemos determinar seu Kps. 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps) 
Kc x [FeS] 
Kc = 
= [Fe ] [S ] 2– 2+ 
KpS 
2+ KpS [Fe ] [S ] 2– = 
Kps = [A
+y]x [B-x]y 
Kps= [ Ag
+ ] 2 [SO4 – 2 ] 
–2 
2 x 10 mol/L 
Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata 
(Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 
– 2 mol/L. Calcular o produto de 
solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma temperatura. 
Ag2SO4 2 Ag 
+
 + SO4 
–2 2 x 10 mol/L –2 4 x 10 mol/L 
–2 
Kps = (4 x 10 – 2 )2 x 2 x 10 – 2 
Kps = 16 x 10 – 4 x 2 x 10 – 2 
Kps = 32 x 10 –6 = 3,2 x 10 –5 
solubiliza 
A solubilidade de um fosfato de metal alcalino terroso a 25°C é 10 
– 4 mol/L. Calcular o produto de solubilidade deste sal a 25°C. 
Me3(PO4)2 3 Me
+ 2 + 2 PO4
– 3 
10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4 
Kps = 27 x 10 – 12 x 4 x 10 – 8 
Kps = 108 x 10 – 20 
Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2 
Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4
 – 3 ] 2 
Kps = 1,08 x 10 – 18 
solubiliza 
O carbonato de bário, BaCO3, tem Kps = 1,6 x 10
 – 9, a 25°C. 
 Calcular a solubilidade desse sal nesta temperatura. 
x 
K 
BaCO3 Ba 
+2
 + CO3 
–2 
x x 
ps = [Ba
2+] [CO3
2-] 
1,6 x 10 – 9 
x = 1,6 x 10 – 9 
2 
= 16 x 10 – 10 
x = 4 x 10 – 5 
solubiliza 
= x . x 
x = 1,6 x 10 – 9 
Uma solução saturada de base representada por X(OH)2, cuja reação de 
equilíbrio é 
X XOH OH
H
2
2
2O
 aq aq s
2+
+
-( )
( ) ( )( )
tem pH = 10 a 25°C. Calcular o produto de solubilidade (Kps) de X(OH)2. 
X(OH)2 X
+2 + 2 OH – 
pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L 
10 – 4 5 x 10 – 5 
Kps = [ X
+2 ] x [ OH – ] 2 
Kps = (5 x 10 
– 5 ) x ( 10 – 4 ) 2 
Kps = 5 x 10 
– 5 x 10 – 8 
Kps = 5 x 10 
– 13