EQUILÍBRIOS IÔNICOS EM SOLUÇÕES AQUOSAS

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1. INTRODUÇÃO 
A maior parte das reações químicas terminam quando termina a 
quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto 
ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os 
produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas 
modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. 
Elas tendem a atingir o equilíbrio químico. 
Embora as leis e princípios dos equilíbrios iônicos sejam praticamente 
iguais às leis e princípiosdos equilíbrios em geral, vamos apresentar aplicações 
muito úteis em nosso dia-a-dia. 
Assim, por exemplo, a medida e o controle do pH, ou seja, da acidez ou 
basicidade dassoluções, é usada em inúmeras reações de pesquisa em 
laboratórios; no estudo dos solos, pois o pH influi na produção agrícola; no 
controle das águas para o consumo humano; nocontrole das águas de 
piscinas; etc. 
 
2. EQUILÍBRIOS IÔNICOS EM GERAL 
Sabe-se que o equilíbrio em Química trata das reações reversíveis, isto 
é, aquelas que ocorrem tanto direta quanto inversamente, ao mesmo tempo. 
Quando falamos em equilíbrio iônico, estamos nos referindo a situações 
especiais de equilíbrio químico em que íons estão presentes nas reações 
reversíveis. 
A ionização de ácidos e bases em solução aquosa são os casos mais 
importantes de equilíbrio iônico, como por exemplo: 
 Ácido cianídrico: HCN ⇄ H+ + CN- 
 Hidróxido de amônio: NH4OH ⇄ NHH4+ + O- 
 
 
 
 
 
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Como se faz pra saber se uma quantidade de íons em uma solução é 
elevada ou baixa? Simples! Basta fazer um esquema como descrito abaixo: 
Em uma vasilha você coloca água, em seguida você adiciona ácido 
cianídrico. Uma parte desse ácido não irá se ionizar, mas outra parte sim, 
então serão encontrados íons H+ e CN- espalhados pela solução. Agora você 
irá posicionar duas barras de metal dentro dessa solução. Observe que dentro 
da vasilha, há íons e os mesmos conduzem corrente elétrica. Feito isso, basta 
conectar uma lâmpada e uma barra de metal e a bateria em outra. 
Fig. 01 – Ilustração do esquema montado. 
 
Se a quantidade de íons presente nessa solução for baixa, a lâmpada 
terá um brilho bem fraco; caso contrário, se a quantidade de íons for intensa, 
então a lâmpada terá um brilho intenso. 
Como acontece em qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos um 
grau de equilíbrio (α) e uma constante de equilíbrio(Kc), que agora 
recebemnomes particulares: 
α: grau de ionização; 
Kc: constante de ionização, também representada por Ki (ou Ka, no 
caso dos ácidos,ou ainda Kb, no caso das bases). 
 
 
 
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Onde o grau de ionização é dado por: 
 
α:
(quantidade de mols ionizados ou dissociados)
(quantidade inicial de mols)
 
 
Já a constante de ionização é dada pela lei de Guldberg-Waage. Para os 
equilíbrios de HCN e NH4OH já mencionados, temos: 
HCN ⇄ H+ + CNKa = 
[H+][CN-]
[HCN]
 
NH4OH ⇄ NHH4+ + O-Kb = 
[NH4
+][OH-]
[NH4OH]
 
Observações: 
 Quando o valor numérico de K é alto, mostrando que o 
numerador da fração é maior doque o denominador, conclui-se que a 
dissociação também é alta; então dizemos que o eletrólito é forte, e o 
valor de α é próximo de 100%; 
 
 Quando o valor numérico de K é baixo, mostrando que o 
numerador da fração é menor do que o denominador, conclui-se que a 
dissociação também é baixa; então dizemos que o eletrólito é fraco, e 
o valor de α é próximo de 0%; 
 
 Tanto α quanto K aumentam de acordo com a temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.1. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
O grau de ionização de um ácido indica a porcentagem ou fração molar 
de íons H3O+ formados pela liberação de íons H+ de um ácido de Arrhenius ou 
do ânion correspondente em relação à quantidade inicialmente adicionada. 
Dessa forma, se 1 mol de ácido monoprótico HA é diluído em água líquida pura 
e, desta quantidade de matéria, 0,05 mol ioniza-se completamente, pode-se 
afirmar que o grau de ionização será de 5% ou α = 0,05. Portanto, 95% do 
ácido (0,95 mol) permanecerá na forma molecular: 
 
 
A constante de ionização de um ácido leva em consideração a 
concentração das espécies envolvidas e não apenas a quantidade de matéria. 
Para essa reação: 
 
Vale ressaltar que a concentração de H2O já está embutida no valor de 
Ka, que, por ser um solvente cuja concentração é extremamente alta (até 
porque as concentrações de H3O+ e OH- são da ordem de 10-7 M), não faz 
parte do denominador da equação da constante. 
Outro ponto a ser observado é que a concentração de HA não será a 
mesma que a inicial, pois uma parte sofreu ionização. Assim, deve-se 
“descontar” o número de mols de ânion ou íons hidroxônio do total. 
A lei da diluição de Ostwald é, justamente, descrita como a relação 
matemática entre o grau de ionização α (em fração molar) e a constante de 
equilíbrio Ka. 
 
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Da definição de concentração vem: 
 Aplicando na fórmula de Ka: 
 
Da definição de grau de ionização vem: 
 
Considerando-se o “desconto” no número de mols de HA 
(inicialmente igual a nHA e agora igual a nHA- α.nHA) e substituindo na 
fórmula de Ka: 
 
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E, como nHA/V = concentração inicial M do ácido, finalmente tem-se: 
 
Se o ácido possuir grau de ionização muito pequeno, o valor 1-α 
pode ser aproximado para 1, assim: 
 
É importante lembrar que essa relação só pode ser usada em 
reações de ionização de ácidos monopróticos (com um átomo de hidrogênio 
ionizável) ou polipróticos considerando apenas uma ionização por vez (pois 
os valores de α e M mudarão com cada dissociação). 
 
2.2. EFEITO DO ÍON COMUM 
O efeito do íon comum é caracterizado pelo deslocamento do equilíbrio 
químico de uma reação para o lado esquerdo, em virtude da adição de um íon 
já existente no sistema. 
 
“O efeito do íon comum é o deslocamento que ocorre no equilíbrio químico de 
uma reação reversível, quando se adiciona um íon já existente (íon comum) no 
equilíbrio.” 
 
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Em uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl), por exemplo, a 
equação da dissociação iônica desse sal em meio aquoso é dada abaixo: 
AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq) 
Se adicionarmos a essa solução saturada uma solução aquosa de ácido 
clorídrico (HCl), poderemos observar a formação de um precipitado de cloreto 
de prata, pois, conforme dito, a solução estará saturada, portanto, já possuirá a 
quantidade máxima de AgCl que pode ser dissolvida nesse volume de água e 
em temperatura ambiente. 
O mesmo podemos falar dos íons Ag+(aq) e Cl-(aq); eles possuíam as 
maiores concentrações em mol/L possíveis. 
A dissociação do HCl em meio aquoso é dada pela equação a seguir: 
HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl-(aq) 
Observe que o íon cloreto (Cl-(aq)) é o íon comum ao equilíbrio. Desse 
modo, quando se adiciona o HCl, aumenta-se a concentração de Cl-(aq). 
Segundo o princípio de Le Chatelier: 
 
“Qualquer perturbação causada num sistema em equilíbrio (como a adição de 
um íon comum) favorece o sentido que irá compensar a modificação imposta.” 
 
Isso significa que com a adição de íons cloreto, eles ficarão em excesso 
no sistema, o que favorecerá o deslocamento do equilíbrio para o sentido de 
consumi-los, ou seja, no sentido da reação para a esquerda, da reação inversa, 
ocorrendo a formação de precipitado AgCl(s). 
É importante ressaltar que o efeito do íon comum só afeta o 
deslocamento de uma reação em equilíbrio, mas não altera a constante de 
equilíbrio (Kc), desde que a temperatura sejamantida constante, pois ela só é 
afetada por uma mudança na temperatura. 
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Além disso, o pH da solução também pode ser alterado: como o 
equilíbrio é deslocado para a esquerda, diminui-se o grau de ionização do 
ácido ou da base. 
Por exemplo, se adicionarmos acetato de sódio (NaCH3COO) numa 
solução aquosa de ácido acético diluído (CH3COOH), o deslocamento do 
equilíbrio será para a esquerda, pois o íon comum, no caso, é o íon acetato 
(CH3COO-(aq)). Esses íons terão que ser consumidos, formando-se ácido não 
ionizado. 
Veja como isso ocorre analisando separadamente a dissociação do 
acetato de sódio e do ácido acético: 
NaCH3COO(s) ↔ Na+(aq) + CH3COO-(aq) 
CH3COOH(aq) ↔ H+(aq) + CH3COO-(aq) 
Veja que como o íon acetato é o íon comum, o deslocamento do 
equilíbrio faz com que eles sejam consumidos e que o grau de ionização do 
ácido acético diminua. Portanto, o efeito do íon comum provoca a diminuição 
da concentração de íons H+(aq), aumentando o valor do pH. 
O efeito do íon comum explica importantes processos químicos e físicos. 
 
2.3. EFEITO DE ÍONS NÃO COMUNS 
Convém lembrar também que há íons não comuns a um equilíbrio 
iônico, que podem deslocá-lo. O efeito do íon não comum é semelhante, só 
que por haver a diminuição da [ ] dos íons (pelo consumo), haverá o 
deslocamento no sentido de produzi-lo (veja o Princípio de Le Chatelier, onde 
cito o vice-versa, que é o caso aqui). 
Ex.: 
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) 
 
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Os íons H+ e OH- reagirão, ou seja, no sistema as suas concentração 
diminuirão. Pelo Princípio de Le Chatelier (a partir de agora citarei como P.L.C, 
para ocupar menos espaço), a reação tenderá no sentido de produzi-los, no 
caso a reação se deslocará para a direita. 
Se a reação irá para a direita, então a base irá se dissociar e o ácido, 
ionizar-se. 
Então julgando teremos: Correto e Correto. 
Pois: 
 1º caso: formação da substância; deslocamento para a esquerda; 
diminuição da concentração de íons dissociados; 
 
 2º caso: os íons reagem sim e produzem uma nova substância 
(no caso a água); há a diminuição da [íons] e há o deslocamento 
do equilíbrio no sentido de formação do íons, que assim sendo, 
será no sentido de dissociação e ionização (base e ácido, 
respectivamente), ou seja, para a direita. 
 
3. EQUILÍBRIO IÔNICO NA ÁGUA 
A água é a molécula mais conhecida, é provável que a maioria das 
pessoas saiba o que significa a fórmula H2O. A água é formada pela ligação 
entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, quando a ligação é 
quebrada dá origem a íons com cargas de sinais contrários, para entender é só 
observar a dissociação iônica da água: 
H2O(l) → H+(aq) + OH-(aq) 
A equação mostra que os íons H+ e OH- são provenientes da molécula 
H2O. Estes íons estão em equilíbrio, logo a reação também está em equilíbrio. 
 
As concentrações de íons H+ e OH- que estão no equilíbrio diversificam 
com a temperatura, porém constantemente estarão iguais entre si: 
Água → [H+] = [OH-] 
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Em uma água pura a 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH-
 mostram um valor igual a 10-7 mol. L-1. 
Água pura medindo 25 ºC → [H+] = [OH-] = 10-7 mol . L-1. 
3.1. pH e pOH 
Sabemos que as quantidades de íons H+ e OH– determinam o caráter 
ácido-base de uma solução. Mas, para que possamos compreender melhor 
como se dá essa medida de acidez e basicidade de soluções, primeiro é 
preciso entender os mecanismos de um processo muito importante: o 
equilíbrio iônico da água. Observe a seguinte equação: 
 
H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq) 
 
Em estado líquido, uma pequena parte das moléculas de água se 
dissocia, dando origem aos íons H+ e OH– aquosos. Na reação inversa, esses 
mesmos íons se combinam e produzem novamente a água líquida. Assim, 
dizemos que o comportamento da água pura caracteriza uma situação de 
equilíbrio, que recebe o nome de equilíbrio iônico da água. 
 
Por se tratar de um caso de equilíbrio iônico, podemos determinar a 
constante de equilíbrio da água, ou seja, a razão entre as concentrações dos 
seus produtos sobre a concentração dos seus reagentes. Veja: 
 
Kw = [H+][OH–] 
 
Kw = 10-7 . 10-7 = 10-14 (a 25 °C) 
 
 
 
 
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Mas, por que não aparece a concentração da água no cálculo que 
fizemos? A resposta é simples: a concentração da água é absolutamente 
constante (isso pode ser facilmente compreendido se pensarmos que não 
existe água concentrada nem água diluída). O resultado que obtivemos a partir 
do cálculo é o que chamamos de produto iônico da água, representado pelo 
símbolo Kw (K vem de constante e w de water, água em inglês). 
 
Perceba que, na água pura, a concentração de H+ (1 x 10-7) é igual à 
concentração de OH– (1 x 10-7), por isso dizemos que a água pura é neutra a 
temperatura ambiente. Quando, porém, a concentração de íons H+ é maior que 
a concentração de OH– de uma solução, dizemos que se trata de uma solução 
ácida. Ao contrário, quando uma solução apresenta uma concentração de OH–
maior que a de H+, dizemos que ela é uma solução básica. 
 
 Quanto maior a concentração de H+ mais ácida será a 
solução; 
 
 Quanto maior a concentração de OH– mais básica (ou 
alcalina) será a solução; 
 
 Quando as concentrações de H+ e OH– são iguais, a solução 
será neutra. 
 
Baseando-se nesse conhecimento, o bioquímico dinamarquês Soren 
Sorensen criou duas definições muito importantes: pH (potencial 
hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico). Tais conceitos foram criados 
porque os números que determinam o caráter ácido-base das soluções são 
expressos com expoentes negativos (10-7, 10-2), o que torna o cálculo mais 
complexo. A partir disso, Sorensen sugeriu a aplicação de logaritmos para 
converter esses valores em números mais fáceis de se trabalhar. 
 
 
 
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Para calcular o pH e/ou o pOH de uma solução, utilizamos a seguintes 
expressões matemáticas: 
 
pH = -log [H+] 
pOH = -log [OH–] 
 
Veja alguns exemplos: 
[H+] = 10-3 mol L-1pH = -log [H+] 
pH = -log 10-3 
pH = – (-3) . log 10 
pH = 3 
 [OH–] = 10-4 mol L-1pOH = – log [OH–] 
 pOH = – log 10-4 
 pOH = -(-4) . log 10 
 pOH = 4 
 
Se uma solução apresenta, por exemplo, [H+] = 10-3 será classificada 
como ácida, pois terá um pH = 3. Enquanto uma solução que tem [OH–] = 10-
4 é básica, pois apresenta pOH = 4. As soluções neutras têm pH e pOH = 7. 
Resumindo: 
pH + pOH = 14 
Soluções ácidas Soluções neutras Soluções básicas 
pH < 7pOH > 7 
Ex.: suco gástrico, vinagre, 
suco de limão. 
pH = 7pOH = 7 
Ex.: água pura, sangue 
humano, saliva. 
pH > 7pOH < 7 
Ex.: leite de magnésia, água do 
mar, cremes dentais. 
 
Fig. 02 – Escala de pH e pOH. 
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Fig. 03 – Escala de pH. 
3.2. SOLUÇÃO-TAMPÃO 
Uma solução-tampão é uma mistura usada para evitar que o pH ou o 
pOH do meio sofra variações quando for adicionado ácidos fortes ou bases 
fortes. 
Existem dois tipos de solução-tampão: 
 1°. Mistura de ácido fraco com sua base conjugada; 
 2°. Mistura de base fraca com seu ácido conjugado. 
 
Vejamos exemplos de cada uma e como elas atuam quando é 
adicionada ao meio uma pequena quantidade de ácido ou base fortes: 
1°. Mistura de ácido fraco com sua base conjugada: 
Para a formação de uma solução assim, mistura-se o ácido fraco com 
um sal do mesmo ânion desse ácido. 
Por exemplo, considere uma solução-tampão constituída de ácido 
acético (H3CCOOH(aq)) e acetato de sódio (H3CCOONa(s)).Veja que ambos 
possuem o ânion acetato: (H3CCOO-(aq)). A concentração desses íons se deve 
praticamente à dissociação do sal, que é grande. Já a ionização do ácido é 
pequena. 
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Agora observe o que ocorre nas seguintes possibilidades de adição: 
Adição de uma pequena quantidade de ácido forte: A adição de um 
ácido forte aumenta a concentração do íon hidrônio, H3O+1, e visto que o ácido 
acético é um ácido fraco, o ânion acetato possui grande afinidade pelo próton 
(H+) hidrônio. Dessa forma, eles reagem e mais ácido acético é formado: 
 
Com isso, o pH do meio praticamente não sofre alteração. No entanto, 
se for adicionado cada vez mais ácido forte chegará o momento em que todo o 
ânion acetato será consumido e o efeito tampão cessará. 
Adição de uma pequena quantidade de base forte: A adição de uma 
base forte aumenta a concentração dos íons OH-. Mas esses íons são 
neutralizados pelos íons H3O+1 liberados na ionização do ácido acético: 
 
Com essa reação, a concentração dos íons H3O+1(aq) irá diminuir e 
haverá um deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a ionização do 
ácido e, com isso, a variação de pH da solução será muito pequena. A 
concentração dos íons H3O+1(aq) será praticamente constante. 
 
Nesse caso também existe uma capacidade limite do tampão. Portanto, 
se adicionarmos cada vez mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será 
mais e mais deslocado no sentido da sua ionização, até que todo o ácido seja 
consumido. 
2º. Mistura de base fraca com seu ácido conjugado: 
Esse tipo de solução-tampão é constituído de uma base fraca e um sal 
solução que contenham o mesmo cátion da base. 
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Por exemplo, considere uma solução-tampão formada por hidróxido de 
magnésio, MgOH2(aq) (base fraca) e cloreto de magnésio, MgCl2(s) (sal). Ambos 
contêm o cátion magnésio (Mg2+(aq)). Os íons magnésio presentes no meio são 
praticamente todos provenientes da dissociação do sal, pois a dissociação da 
base é fraca: 
 
 
Adição de uma pequena quantidade de ácido forte: Nesse caso, os 
íons H3O+1 vindos da adição do ácido forte serão neutralizados pelos íons OH-, 
vindos da dissociação da base fraca. Isso deslocará o equilíbrio de dissociação 
da base para a direita. 
 
Assim, a variação de pH (se houver) será muito pequena, porque a 
concentração dos íons OH- permanece constante. O efeito tampão irá cessar 
quando toda a base for dissociada. 
 
Adição de uma pequena quantidade de base forte: A base forte 
adicionada sofre dissociação liberando íons OH-. Visto que o hidróxido de 
magnésio é uma base fraca, o magnésio liberado na dissociação do sal terá 
maior tendência de reagir com o OH-: 
 
Portanto, o aumento dos íons OH- é compensada pelo aumento 
proporcional de MgOH2(aq). Com isso o pH não sofre grandes alterações. Esse 
efeito acaba quando todo cátion magnésio tiver sido consumido. 
 
 
 
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4. HIDRÓLISE DE SAIS 
Hidrólise de sais (ou hidrólise salina) é um processo reversível no qual os 
íons de um sal reagem com a água, dando origem a soluções com níveis 
diferentes de pH (soluções ácidas ou básicas). Trata-se do processo inverso à 
reação de neutralização (ou salificação), em que ácidos e bases reagem, 
produzindo sais e água. 
Os sais inorgânicos são sempre compostos iônicos e podem ser 
classificados em 3 tipos: 
• Sais ácidos – apresentam hidrogênios ionizáveis (H+) em suas moléculas. 
O bicarbonato de sódio(NaHCO3) é um exemplo de sal ácido. 
• Sais básicos – apresentam em sua estrutura pelo menos uma hidroxila 
(OH), como é o caso do hidroxicloreto de cálcio (Ca(OH)C?) e outros. 
• Sais neutros (ou normais) – não possuem hidrogênios ionizáveis nem 
hidroxilas em sua estrutura, como, por exemplo, o cloreto de sódio (NaC?), o 
fosfato de potássio (K3PO4), etc. 
Essa classificação nos faz pensar que sais ácidos originam soluções ácidas 
(pH < 7), assim como sais básicos formam soluções básicas (pH > 7) e sais 
neutros dão origem a soluções neutras (pH = 7). Porém, tal conclusão, na prática, 
não se aplica a algumas situações: o cianeto de sódio (NaCN), por exemplo, é um 
sal neutro e forma solução aquosa alcalina, o NaHCO3 é ácido e dá origem a 
solução aquosa básica, enquanto o (Fe(OH)Cl2) é básico e forma solução aquosa 
ácida. 
Isso ocorre porque, além dos sais, a água também se ioniza, conforme a 
reação: 
H2O H+ + OH– 
Assim, a água pura tem pH neutro porque sua ionização produz um mol de 
íons H+ e um mol de íons OH–. Já a reação da água com um cátion, produz íons 
H+, caracterizando as soluções aquosas ácidas. Por outro lado, quando a reação 
de hidrólise ocorre com ânions, são produzidos íons OH–, o que caracteriza as 
soluções básicas. 
Veja as mais importantes situações de acidez e basicidade de soluções 
aquosas de sais. 
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4.1. HIDRÓLISE DE SAIS DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA 
É importante lembrar que ácidos e bases são classificados como 
fortes quando o grau de ionização (porcentagem das moléculas que são 
ionizadas em solução aquosa) é próximo de 100%. Ácidos e bases fracos, 
ao contrário, apresentam um grau de ionização mais próximo de 0%. 
A solução aquosa do sal NH4NO3, por exemplo, é uma solução ácida, 
fato que pode ser explicado através das equações: 
NH4NO3(aq) + H2O (ℓ) NH4OH(aq) + HNO3(aq) 
 base fraca ácido forte 
Podemos, ainda, representar essa reação de uma forma mais 
correta: 
NH+4(aq) + NO–3(aq)+ H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H+(aq) + NO–3(aq) 
Eliminando os ânions que se repetem, temos: 
NH+4(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H+(aq) 
Podemos concluir, então, que o caráter ácido dessa solução se deve 
à presença de íons H+. Perceba que a solução final assumiu o caráter do 
eletrólito mais forte (ácido forte, solução ácida). 
 
 
 
 
 
 
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4.2. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE 
Vejamos o exemplo do cianeto de potássio (KCN), que misturado 
com a água forma uma solução aquosa alcalina. 
KCN(aq) + H2O(ℓ) KOH(aq) + HCN(aq) 
 base forte ácido fraco 
Representando a reação de maneira mais adequada, temos: 
K+(aq) + CN–(aq) + H2O(ℓ) K+(aq) + OH–(aq) + HCN(aq) 
Logo, CN–(aq) + H2O(ℓ) OH–(aq) + HCN(aq) 
Nesse caso, o íon OH–produzido na reação torna a solução básica. 
Note que, nessa reação também, a solução final assumiu o caráter do 
eletrólito mais forte (base forte, solução básica). 
4.3. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA 
A solução aquosa do sal NH4CN é levemente básica, entenda agora 
o porquê disso. 
NH4CN + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + HCN(aq) 
 base fraca ácido fraco 
NH+4(aq) + CN–(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + HCN(aq) 
Quando o ácido e a base são igualmente fracos, a solução terá 
caráter neutro. Caso contrário, a solução aquosa do sal assumirá o pH do 
componente mais forte, da mesma forma que ocorreu nos dois primeiros 
casos. 
 
 
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4.4. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE 
Tomemos como exemplo a solução aquosa do NaCℓ, cujo pH é igual 
a 7. 
NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) NaOH(aq) + HCℓ(aq) 
base forte ácido forte 
Na+(aq) + Cℓ–(aq)+ H2O(ℓ) Na+(aq)+ OH–(aq) + H+(aq) + Cℓ–(aq) 
Logo, H2O H+ + OH– 
Nesse caso, não podemos dizer que houve hidrólise porque tanto o 
ânion quanto o cátion são provenientes de ácido e base fortes. Observe que 
o NaCℓ não alterou o equilíbrio iônico natural da água, apenas foi dissolvido 
nela. Por isso, a solução é neutra. 
Em linhas gerais, podemos concluir que o caráter predominante na 
solução é sempre o mais forte. Sendo assim, é possível entender que, 
quando o sal é constituídopor uma base e um ácido igualmente fortes ou 
igualmente fracos, a solução final sempre será neutra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. CONCLUSÃO 
Neste trabalho, pudemos evidenciar que, os equilíbrios iônicos em 
soluções aquosas, é um dos casos mais importantes de equilíbrios químicos 
em geral. Em nosso organismo, existem órgãos que só funcionam sob controle 
muito preciso do valor do pH, como os órgãos dos sistemas respiratórios e 
digestório. Durante o desenvolvimento do nosso trabalho, conhecemos também 
a importância das soluções-tampão nos processos biológicos ocorridos em 
nosso corpo. As reações químicas podem ser definidas como processos em 
que diferentes substâncias interagem entre si, ocorrendo um rearranjo de 
átomos que acaba alterando completamente as características iniciais das 
substâncias envolvidas, tendendo a uma situação de equilíbrio. Neste trabalho 
mostram-se, concisamente, os aspectos cinéticos e termodinâmicos dos 
estados de equilíbrio em solução aquosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. BIBLIOGRAFIA 
[1] FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Efeito do íon comum"; Brasil Escola. 
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm>. 
Acesso em 29 de maio de 2016. 
[2] MACHADO, Andrea Horta, MORTIMER, Eduardo Fleury. Química volume 
único. São Paulo: Scipione, 2005. 
[3] USBERCO, João, SALVADOR, Edgard. Química volume único. São Paulo: 
Saraiva, 2002. 
[4] SOUZA, Líria Alves De. "Equilíbrio iônico da água "; Brasil Escola. 
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-ionico-
agua.htm>. Acesso em 29 de maio de 2016. 
[5] FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "O que é uma solução-tampão?"; Brasil 
Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-que-uma-
solucao-tampao.htm>. Acesso em 29 de maio de 2016. 
[6] http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf 
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na 
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
[7] FELTRE, Ricardo. Química volume 2. São Paulo: Moderna, 2005. 
[8] USBERCO, João, SALVADOR, Edgard. Química volume único. São Paulo: 
Saraiva, 2002.