Fundamentos do eq químico

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05/07/2020
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INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA
E
ASPECTOS GERAIS E FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
Universidade do Estado de Santa Catarina
Centro de Ciências Tecnológicas
Departamento de Química
Disciplina: Química Analítica Qualitativa
Profa. Alessandra E. Tonietto
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1.HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
c2008 868 p. ISBN 9788521616252
2. SKOOG, D. A. Fundamentos de química analítica . São Paulo: Cengage
Learning, 2006. 999 p. ISBN 8522104360 
3. VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa. 5ª ed. rev. São Paulo: Mestre 
Jou, 1981.
Bibliografia recomendada:
Skoog et al.: Capítulos 9 e 10
Harris D.C.: capítulos 6 e 8
E Fatibello, O.
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INTRODUÇÃO - QUÍMICA ANALÍTICA 
 É o ramo da química que trata da identificação e
quantificação de substâncias ou elementos químicos
em uma amostra.
QUAL É O OBJETIVO DA QUÍMICA ANALÍTICA?
 Desenvolvimento e aperfeiçoamento de métodos de 
separação, identificação e quantificação de um ou 
mais analitos* em uma amostra;
 Estudo da teoria em que se baseiam esses métodos.
* Analitos são os componentes de uma amostra a serem determinados.
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A análise quantitativa indica a
quantidade de cada substância
presente em uma amostra.
A análise qualitativa revela a
identidade dos elementos e
compostos de uma amostra.
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Toda a Química Analítica Clássica envolve uma reação química 
do analito com algum reagente, atingindo-se um estado de 
EQUILÍBRIO QUÍMICO.
Exemplos:
Equilíbrio Ácido-Base
Equilíbrio de Precipitação
Equilíbrio de Complexação
Equilíbrio de Oxirredução
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Escala de trabalho - Tamanho da amostra
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Escala de trabalho 
 Nível do analito
Expressar a concentração:
ppm ( parte por milhão) – mg/L
ppb (parte por bilhão) - μg/L
ppt (parte por trilhão) - ng/L
% peso (m/m): massa do analito/massa da amostra
% volume (v/v): volume do analito/volume da amostra
% peso/volume (m/v): massa do analito/volume da amostra
 Determinação da composição, pureza e qualidade:
matéria prima até o produto acabado.
 Controlar e otimizar processos industriais.
 Controlar impurezas e subprodutos.
 Assegurar a conformidade com a legislação quanto a
composição máxima e mínima.
 Monitorar e proteger o meio ambiente: local de trabalho,
residência e natureza.
Algumas aplicações da Química Analítica
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EXEMPLOS:
 Determinação do teor de nitrogênio, fósforo e potássio em
fertilizantes (NPK).
 Análise de alimentos para determinar o teor resíduos de
pesticidas.
 Determinação de teores de metais pesados no sangue para
avaliação de exposição do indivíduo.
 Determinação do teor de cloro residual em água potável para
atendimento aos requisitos da Portaria MS nº 2914/2011.
 Análise do aço durante sua produção permite o ajuste nas
concentrações de elementos, como o carbono, níquel e cromo,
para que se possa atingir a resistência física, a dureza, a
resistência à corrosão e a flexibilidade desejadas.
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Técnicas, métodos, procedimentos e protocolos
Técnica: é um princípio químico ou físico que pode ser usado para analisar uma
amostra. É empregado em um sentido mais amplo, que guarda o princípio.
Exemplo: Titulometria, espectrofotometria de absorção molecular, fotometria de
chama, etc.
Método: É o meio de utilização do princpio químico (técnica), isto é, é a aplicação de
uma técnica para a determinação de um analito específico em uma matriz específica.
Exemplo: Determinação do teor de vitamina C em suplementos vitamínicos
por titulometria de oxirredução.
Exemplos:
Espectrometria de absorção atômica é uma TÉCNICA que se baseia na medida da
absorção da radiação por átomos gasosos no estado fundamental.
Ao passo que a chama e o forno podem ser MÉTODOS de atomização empregados.
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Técnicas, métodos, procedimentos e protocolos
Procedimento: é um conjunto de diretivas escritas, que detalham como aplicar um
método para uma amostra particular, incluindo informações sobre amostragem
adequada, eliminação de interferências e validação de resultados.
Exemplo: Determinação de vitamina C segundo procedimento do Instituto
Adolfo Lutz.
Protocolo: é um conjunto escrito de orientações estritas, que detalham um
procedimento que deve ser seguido para a aceitação da análise pelo organismo oficial
que estabeleceu o protocolo.
Exemplo: Determinação de um medicamento segundo procedimento da
farmacopeia brasileira.
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INTRODUÇÃO - QUÍMICA ANALÍTICA 
 Conceitos Importantes em Química Analítica
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Réplicas de amostras são as
porções de um material, que
possuem o mesmo tamanho e que
são tratadas por um procedimento
analítico ao mesmo tempo e da
mesma forma.
Interferência ou interferente é
uma espécie que causa um erro na
análise pelo aumento ou atenuação
(diminuição) da quantidade que está
sendo medida.
A matriz, ou matriz da amostra,
são todos os outros componentes
da amostra na qual o analito está
contido.
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Composição química de soluções aquosas
Muitos solutos são eletrólitos: formam íons quando dissolvidos e produzem soluções que 
conduzem eletricidade.
Eletrólitos fortes  ionizam-se completamente em um solvente  conduzem eletricidade.
Exemplos: 
ácidos inorgânicos: HNO3, HClO4, H2SO4, HCl, HI, HBr, dentre outros.
Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos;
Maioria dos sais.
Eletrólitos fracos  ionizam-se parcialmente em um solvente  não conduzem eletricidade 
como um eletrólito forte.
Exemplos:
ácidos inorgânicos: H2S, H2SO3, H3BO3, H3PO4, H2CO3;
A maioria dos ácidos orgânicos;
Amônia (NH3) e a maioria das bases orgânicas;
Haletos, cianetos e tiocianatos de Hg, Zn e Cd.
Solução: dissolução de uma substância (soluto) em um solvente.
Solução aquosa: quando o solvente utilizado é a água.
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Equilíbrio Químico: definição
Estado de equilíbrio: [R]/[P] = constante
aA + bB ⇋ cC + dD
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Uma reação química atinge o estado de equilíbrio quando as concentrações 
de reagentes e produtos não se alteram com o tempo. Isso só ocorre porque 
a reação é reversível. 
aA + bB ⇋ cC + dD
Considerações importantes sobre o equilíbrio:
1. No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos não sofrem variação
com o tempo.
2. Para que o equilíbrio ocorra, nem reagentes, nem produtos, podem escapar
do sistema.
3. No equilíbrio, uma determinada razão entre os termos de concentração é
igual a uma constante.
Conceito sobre equilíbrio químico:
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Equilíbrio Químico controla diversos fenômenos:
M2+ + L ML
CaCO3(s) ⇋ Ca
2+
(aq) + CO3
2-
(aq)
1908 1969
Além de centenas de reações químicas!
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As expressões de equilíbrio químico relacionam a 
concentração ou atividade dos reagentes e produtos no 
equilíbrio, que é dinâmico e reversível 
(Velocidade direta = Velocidade inversa)
Relembrando
aA + bB ⇋ cC + dD
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Constante de equilíbrio obtida a partir de dados termodinâmicos:
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A constante de equilíbrio de uma reação têm origem a partir de dados termodinâmicos e
pode ser obtida a partir de dados associados a esta reação:
aA + bB ⇋ cC + dD
H: entalpia (calor absorvido ou liberado)
S: entropia (desordem dos R e P)
Contribuem de maneira 
independente para favorecer ou 
não favorecer uma reação
G < 0 Favorece a reação
G > 0 Não favorece a reação
Expressões para constante de equilíbrio de uma reação:
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aA + bB ⇋ cC + dD
A relação entre rG da reação fora da condição padrão:
rG = rG + RTlnQ
rG = rH - T.rS T = 25°C
No equilíbrio: rG = 0 e Q = K
Q
Em condição padrão e no equilíbrio....
Obtenção da K a partir da termodinâmica:
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aA + bB ⇋ cC + dD
Em condição padrão e no equilíbrio:
rG = - RTlnK
Obtenção da K a partir da termodinâmica:
rG = rH - T.rS
rG = rG + RTlnQ
No equilíbrio: rG = 0 e Q = K
0 = rG + RTlnK
lnK = - rG =
RT
rH + T.rS =
RT RT
- rH +. rS
RTR 
-
Informa a direção e extensão da reação
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Constante de equilíbrio obtida a partir de dados cinéticos:
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N2O4(g) ⇋ 2NO2(g)
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N2O4(g) ⇋ 2NO2(g)
Não importa a composição
inicial de reagentes e 
produtos, a mesma
proporção de concentrações
é alcançada no equilíbrio.
Constante de equilíbrio
• Uma reação na qual os reagentes se convertem em produtos, e produtos se
convertem em reagentes no mesmo recipiente de reação leva, naturalmente,
a um equilíbrio, independentemente de quão complicada seja a reação e a
natureza dos processos cinéticos das reações direta e inversa.
• A lei de ação das massas, expressa, para toda e qualquer reação, a relação
entre as concentrações de reagentes e produtos presentes no equilíbrio.
Suponha que tenhamos a equação de equilíbrio geral:
• De acordo com a lei de ação das massas, a condição de equilíbrio é descrita
pela seguinte expressão:
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Lei da Velocidade da Reação direta: Vd= k1[A]
x[B]y
Lei da Velocidade da Reação inversa: Vi = k-1[C]
w[D]z
K1 = constante de velocidade direta
K-1 = constante de velocidade inversa
x e y= ordem da reação individual
w e z = ordem da reação individual 27
A K também pode ser obtida a partir dos dados da reação conforme 
proposto por Guldberg e Waage pela lei da ação da massas:
aA + bB ⇋ cC + dD
Lei da ação das massas – Formulada por Cato Guldberg e Peter Waage (1864): 
Para uma reação reversível em equilíbrio e a temperatura constante, há uma 
relação constante K (a constante de equilíbrio) entre as concentrações dos 
reagentes e as dos produtos.
No equilíbrio: V direta = V inversa
Ordem da reação = coeficientes estequiométricos
k1[A]
a[B]b = k-1[C]
c[D]d
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K1
K-1
[C]c[D]d
[A]a[B]b
= = K
Constante de 
equilíbrio da 
reação
Lei da ação das 
massas
aA + bB ⇋ cC + dD
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Constante de equilíbrio
K’ = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
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K = 
(aC)
c(aD)
d
(aA)
a(aB)
b
Baseada na concentração: 
Constante de equilíbrio ou 
Constante de equilíbrio condicional 
(K’ ou K)
VALOR APROXIMADO
Baseada na atividade: 
Constante de equilíbrio termodinâmica 
(K ou K)
VALOR EXATO
Depende T e P
adimensional
Depende T, P, I e 
condições do meio
adimensional 
aA + bB ⇋ cC + dD
Se houver gás, a K é escrita em função da pressão (P) parcial.
Não entram na expressão da K: sólidos, solventes e líquidos puros (a = 1).
Entendendo e trabalhando com constantes de 
equilíbrio
• A magnitude da constante de equilíbrio de uma reação fornece informações
importantes sobre a composição da mistura em equilíbrio.
• Em geral:
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Entendendo e trabalhando com constantes de 
equilíbrio
• A constante de equilíbrio de uma reação na direção inversa é igual o inverso
(ou recíproco) da constante de equilíbrio da reação na direção direta:
• A constante de equilíbrio de uma reação que foi multiplicada por um número
é igual à constante de equilíbrio original elevada a uma potência igual a esse
número:
• A constante de equilíbrio de uma reação global que é resultado do somatório
de duas ou mais reações é igual ao produto das constantes de equilíbrio das
reações individuais:
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Equilíbrios heterogêneos
• Muitos equilíbrios envolvem substâncias que estão todas na mesma fase.
Tais equilíbrios são chamados de equilíbrios homogêneos. Porém, em
alguns casos, as substâncias em equilíbrio estão em diferentes fases, dando
origem a equilíbrios heterogêneos.
• De maneira mais geral, pode-se afirmar que, sempre que um sólido ou um
líquido puro fizer parte da reação, sua concentração não está incluída na
expressão da constante de equilíbrio.
• Duas razões para isso: a concentração de um sólido ou de um líquido puro
tem um valor constante; a atividade de qualquer líquido ou sólido puro é
sempre 1.
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Aplicações das constantes de equilíbrio
• A constante de equilíbrio também nos permite: prever a direção em que uma
mistura reacional atinge o equilíbrio; e calcular as concentrações de
reagentes e produtos no equilíbrio.
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Constante de equilíbrio indica:
 Ponto mais distante que atinge;
 K alto = favorece os produtos;
 K baixo = favorece os reagentes;
 Direção e extensão da reação:
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Aplicações das constantes de equilíbrio
• Para prever a direção, determinamos o quociente da reação, Q.
• Q, é um número obtido a partir da substituição de concentrações de
reagentes e produtos, ou pressões parciais, em qualquer ponto de uma
reação na expressão da constante de equilíbrio.
• o quociente de reação em termos de concentrações em quantidade de matéria
é:
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Como avaliar se o equilíbrio foi atingido ou classificar uma reação: 
utilizar o quociente (Q) da reação 
Q > K tende a formar R
Q < K tende a formar P
Q = K está em equilíbrio; termodinamicamente estável
Até atingir o equilíbrio
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Aplicações das constantes de equilíbrio
• Para determinar se a reação está em equilíbrio ou em qual direção a reação segue
até atingir o equilíbrio, comparamos os valores de Qc e Kc ou Qp e Kp:
1. Q < K: a concentração dos produtos é muito pequena e a de reagentes é muito
grande. A reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais produtos;
prosseguindo da esquerda para a direita.
2. Q = K: o quociente da reação é igual à constante de equilíbrio apenas se o sistema
estiver em equilíbrio.
3. Q > K: a concentração de produtos é muito grande e a de reagentes é muito
pequena. A reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais reagentes;
prosseguindo da direita para a esquerda.
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Fatores que afetam o equilíbrio químico
Princípio de Le Chatelier: “se um sistema em equilíbrio for perturbado 
externamente, o sistema ajusta-se de forma a minimizar a ação dessa 
perturbação”
Químico e metalúrgico francês
Pressão  Volume
Temperatura
Concentração
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Princípio de Le Chatelier
• Quando as concentrações de espécies na reação são alteradas, o equilíbrio se
desloca até que um novo estado de balaceamento seja atingido.
• Afinal, o que significa deslocamento? Significa que as concentrações de
reagentes e produtos mudam ao longo do tempo para se adaptar à nova
situação.
• Deslocamento não quer dizer que a constante de equilíbrio em si é alterada;
a constante de equilíbrio, de uma maneira geral, permanece igual. Mas
explicarei isso em detalhes.
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Princípio de Le Chatelier
• Se um sistema químico já estiver em equilíbrio e a concentração de qualquer
substância presente na mistura for aumentada (reagente ou produto), o
sistema reagirá para consumir um pouco dessa substância. Inversamente, se
a concentração de uma substância diminuir, o sistema reagirá para produzir
um pouco dessa substância.
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Adição de
NH3
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)⇋
Princípio de Le Chatelier: concentração
K não se altera
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Princípio de Le Chatelier: concentração
K não se altera
• Se um sistema que contém um ou mais gases estiver em equilíbrio e o seu volume
for reduzido, aumentando a sua pressão total, o princípio de Le Châtelier
indicará que o sistema responda deslocando a sua posição de equilíbrio para
reduzir a pressão. Assim, à temperatura constante, reduzir o volume de uma
mistura gasosa em equilíbrio faz com que o sistema se desloque na direção em
que se reduz o número de moléculas do gás.
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Princípio de Le Chatelier: concentração
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• De acordo com o Princípio de Le Châtelier: se aumentar a pressão, o sistema
deslocará no sentido de neutralizar o aumento.
• Isto é, o sistema desloca no sentido de remover os gases e diminuir a pressão.
• Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e reagentes
gasosos, a pressão não tem nenhum efeito.
• À medida que diminui-se o volume, a pressão aumenta
Princípio de Le Chatelier: concentração
• Considere que, desde que a temperatura permaneça constante, variações de pressão e
volume não alteram o valor de K. Em vez disso,essas variações alteram as pressões
parciais das substâncias gasosas.
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Princípio de Le Chatelier: concentração
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• Variações nas concentrações ou nas pressões parciais deslocam o equilíbrio, sem alterar
o valor da constante de equilíbrio. Por outro lado, quase todas as constantes de
equilíbrio são alteradas por variações de temperatura.
• Em uma reação endotérmica (de absorção de calor), consideramos o calor um reagente, e
em uma reação exotérmica (de liberação de calor), consideramos o calor um produto.
• Quando a temperatura de um sistema em equilíbrio aumenta, o sistema reage como se
tivéssemos adicionado um reagente a uma reação endotérmica, ou um produto a uma
reação exotérmica. O equilíbrio se desloca na direção que consome o excesso de reagente
(ou produto), ou seja, calor.
• Resfriar uma reação tem o efeito oposto.
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Princípio de Le Chatelier: concentração
• Um catalisador diminui a barreira de ativação entre reagentes e produtos.
As energias de ativação para as reações direta e inversa são reduzidas.
Assim, o catalisador aumenta tanto a velocidade da reação direta quanto da
inversa e não afetará o valor numérico de K.
• Um catalisador aumenta a velocidade com que o equilíbrio é atingido, mas não
altera a composição da mistura no equilíbrio.
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Princípio de Le Chatelier: concentração
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Constante de equilíbrio
K’ = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
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K = 
(aC)
c(aD)
d
(aA)
a(aB)
b
Baseada na concentração: 
Constante de equilíbrio ou 
Constante de equilíbrio condicional 
(K’ ou K)
VALOR APROXIMADO
Baseada na atividade: 
Constante de equilíbrio termodinâmica 
(K ou K)
VALOR EXATO
Depende T e P
adimensional
Depende T, P, I e 
condições do meio
adimensional 
aA + bB ⇋ cC + dD
Se houver gás, a K é escrita em função da pressão (P) parcial.
Não entram na expressão da K: sólidos, solventes e líquidos puros (a = 1).
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Geralmente em estudos envolvendo equilíbrio químico, é utilizada a constante de 
equilíbrio baseada em concentração, mas isso pode levar a erros nos cálculos da 
constante de equilíbrio.
Diferenças entre as duas constantes:
Em soluções diluídas: íons atuam de maneira independente.
Em soluções concentradas: a concentração dos íons altera a velocidade e a 
reatividade com que eles atuam, tornando seu comportamento diferente do que 
se espera quando avalia-se a concentração total.
A reação se altera quando o ambiente se altera, e quem avalia é a ATIVIDADE.
Imagem apenas ilustrativa
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Mas como entender essa diferença entre concentração e atividade?
Exemplo:
K2SO4(aq) ⇋ 2K
+
(aq) + SO4
2-
(aq)
Solução 0,1 mol L-1
Qual a concentração das espécies?
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Mas como entender essa diferença entre concentração e atividade?
Exemplo:
K2SO4(aq) ⇋ 2K
+
(aq) + SO4
2-
(aq)
Solução 0,1 mol L-1
Situação ideal:
Considera-se que não há nenhuma interação 
entre solutos e soluto e solvente.
Qual a concentração das espécies?
Quantos íons K+? Quantos íons SO4
2-
Concentração 
analítica
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Mas como entender essa diferença entre concentração e atividade?
Exemplo:
K2SO4(aq) ⇋ 2K
+
(aq) + SO4
2-
(aq)
Solução 0,1 mol L-1
Posso sempre 
considerar uma 
condição ideal 
quando penso nos 
íons em solução?
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Diferenças entre as constantes de equilíbrio
A reação se altera quando o ambiente se altera 
ATIVIDADE
a = g (c / c°)
a = g c
a: atividade 
g: coeficiente de atividade
C: concentração da espécie
Relação entre K e K
ATIVIDADE: é a concentração efetiva do íon em solução.
Energia disponível de uma substância nas condições que a reação 
acontece.
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Diferenças entre as constantes de equilíbrio
a = g (c / c°)
a = g c
a: atividade 
g: coeficiente de atividade
C: concentração da espécie
Relação entre K e K
K = K.gExercício para casa: 
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Cálculo do efeito do eletrólito:
Coeficiente de atividade pode ser obtido:
• Cálculos;
• Dados tabelados;
• Experimentalmente (valor médio),
g: pode ser encarado como um 
coeficiente de correção da concentração 
analítica para levar em consideração a 
formação de pares iônicos e 
consequentemente a diminuição da C 
analítica.
Quando as soluções são diluídas o suficiente não é considerada a atividade das 
espécies na solução, porque a interação eletrostática é minimizada.
Mas muitas vezes isso é simplificado demais e e não considerar a atividade pode 
levar a erros.
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Cálculo do efeito do eletrólito:
Skoog et al., 2007 e Harris, D.C., 2005  µ
Fatibello-Filho, O. 2012 e Hage e Carr, 2012  I
A formação de pares iônicos é decorrente da ação de forças eletrostáticas de 
todas as espécies eletricamente carregadas em solução, os íons, que devem 
afetar a atividade de uma espécie em particular presente nessa mesma 
solução.
Para expressar essa característica da solução, existe o parâmetro 
denominado força iônica:
ZA, ZB ou Z1, Z2 é a carga do íon
[A], ]B], C1, Cn... É a concentração analítica de cada íon presente 
em solução.
Fonte gráfico: Skoog et al., 2007 capítulo 10 (pg. 253).
B: HAc
A: H2O
C: Ba2SO4
Efeito do eletrólito
Gráfico representa a 
constante de dissolução de 
um sal de baixa solubilidade, 
dissolução de um ácido fraco 
e a autoionização da água e 
em função da concentração 
do eletrólito inerte (exemplos 
NaCl, KNO3, KCl)
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Fonte gráfico: Skoog et al., 2007 capítulo 10 (pg. 253).
B: HAc
A: H2O
C: Ba2SO4
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Efeito do eletrólito
Início: curvas constantes  eletrólito não 
influencia na constante (termodinâmica) 
Linhas pontilhadas: idealidade
Conforme [sal] , desviam do comportamento 
ideal;
As constantes dependem da [eletrólito];
Consequência do efeito do eletrólito (de 
blindagem): efeito atração eletrostática 
(atração e repulsão) dos íons
Ex. íons dissociados, envoltos em íons de 
carga contrária  atração global  K
[eletrólito] g
a = g c
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Cálculo do efeito do eletrólito: exemplos
1 – Calcule a força iônica:
a) Solução de KNO3 0,1 mol L
-1
b) Solução de Na2SO4 0,1 mol L
-1
c) Solução de Na2SO4 0,1 mol L
-1 e KNO3 0,05 mol L-1 (Resposta: 0,35 mol L-1)
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Cálculo do efeito do eletrólito:
Em 1923, Debye e Huckel deduziram uma equação para calcular o g a partir da
constante de Boltzman e lei de atração e repulsão de Coulumb:
Quando 0,01 < I < 0,05
Equação estendida de Debye-Huckel
A: em solução a 25ºC = 0,51
Zi: carga do íon
I: força iônica
: raio de hidratação (solvatação) (Tabela Kielland)
B: solvente = 3,3 
em que
gX coeficiente de atividade da espécie X
ZX carga da espécie X
µ força iônica da solução
aX diâmetro efetivo do íon X hidratado em nanômetros (10-9 m)
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Cálculo do efeito do eletrólito:
Em 1923, Debye e Huckel deduziram uma equação para calcular o g a partir da
constante de Boltzman e lei de atração e repulsão de Coulumb:
Quando 0 < I < 0,01 
Lei limite de Debye-Huckel:
Quando 0,01 < I < 0,05
Equação estendida de Debye-Huckel
A: em solução a 25ºC = 0,51
Zi: carga do íon
I: força iônica
: raio de hidratação (solvatação) (Tabela Kielland)
B (constante): 3,3
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Fonte tabela: Skoog et al., 2007 capítulo 10.
Valores de coeficientes de atividade, obtidos por Kielland J., 
a forças iônicas até 0,1 mol L-1
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Propriedades do coeficiente de atividade (g):
• Soluções diluídas ou não há eletrólitos (I < 0,01 mol L-1)  aproximação é válida
• Solução iônica concentrada, presença de eletrólito inerte (I ≤ 0,1 mol L-1) ou 
necessidade de cálculos rigorosos  há discrepância entre concentração e 
atividade.
• Força iônica alta (I > 0,1 mol L-1)  dificulta interpretação, limitação Debye-Huckel 
e tabela de Kielland, não há experimentos disponíveis  estudos feitos com I < 0,1 
Para que a análise e os resultados tenham coerência, é 
necessário equiparar a matriz e os padrões com a 
mesma força iônica. 
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Dada uma solução 0,025 mol/L em Na2SO4; 0,012 mol/L KCl e 0,02 mol/L de 
Ca(NO3)2,calcular a atividade do íon Ca
2+.
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Estudar/resolver os exercícios do Skoog: 10.4 (pg 260) e 1.5 (pg 262)
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Tipos de constantes de equilíbrio encontrados em química analítica:
AULA QUE VEM:
FUNDAMENTOS E APLICAÇÕES DE EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
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