Módulo II - Reações Químicas em Solução Aquosa

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PRINCÍPIOS DE 
QUÍMICA
2020.6
Organizador: Elmar Damasceno Junior
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
INSTITUTO DE QUÍMICA
MÓDULO 2
Reações
Químicas em
Solução
Aquosa
Material elaborado durante o Estágio à Docência na disciplina de Princípios de Química 
Analítica, sob orientação da Profa. Dra. Nedja Suely Fernandes. A apostila foi montada 
a partir de conteúdos apresentados em referências bibliográficas. 
 
 
1 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
Solubilidade 
-À medida que um soluto sólido começa a se 
dissolver em um solvente, a concentração de 
partículas de soluto na solução aumenta, 
aumentando as chances de que algumas partículas 
de soluto colidam com a superfície do sólido e 
reconectem-se. 
-Esse processo, que é o oposto do processo de 
dissolução, é chamado de cristalização. 
-Assim, dois processos ocorrem em uma solução em 
contato com o soluto não dissolvido. Essa situação é 
representada em uma equação química de duas 
meias setas: 
 
Soluto + Solvente Solução 
 
-Quando as taxas desses processos opostos se 
tornam iguais, um equilíbrio dinâmico, entre o soluto 
não dissolvido e o soluto dissolvido na solução, é 
estabelecido e não há mais aumento na quantidade 
de soluto na solução. 
 
Solução saturada → Uma solução que está em 
equilíbrio com o soluto não dissolvido. O soluto 
adicional não se dissolve se adicionado a uma 
solução saturada. 
-A quantidade de soluto necessária para formar uma 
solução saturada em uma determinada quantidade 
de solvente é conhecida como a solubilidade desse 
soluto. 
Solubilidade: É a quantidade máxima de soluto que 
pode se dissolver em uma determinada quantidade 
de solvente a uma temperatura especificada, dado 
que o excesso de soluto está presente. 
Unidade mais utilizada: g do soluto por 100 g de 
solvente. 
Exemplo: A solubilidade de NaCl em água é de 35,7 
g por 100 mL de água. Esta é a quantidade máxima 
de NaCl que pode ser dissolvida em água para dar 
uma solução de equilíbrio estável a essa 
temperatura. 
-Se dissolvermos menos soluto do que a quantidade 
necessária para formar uma solução saturada, a 
solução será insaturada. 
✓ Assim, uma solução contendo 10,0 g de NaCl 
por 100 mL de água é insaturada porque tem 
capacidade de dissolver mais soluto. 
-Sob condições adequadas, é possível formar 
soluções que contenham uma quantidade maior de 
soluto do que o necessário para formar uma solução 
saturada. Tais soluções são supersaturadas. 
Exemplo: 
 
 
-Precipitação de uma solução supersaturada de 
acetato de sódio. A solução à esquerda (a) foi 
formada dissolvendo cerca de 170 g do sal em 100 
mL de água a 100 °C e depois resfriando lentamente 
até 20 °C (b). 
-Como a solubilidade do acetato de sódio é de 46 g 
por 100 mL de água, a solução é supersaturada. 
-A adição de um cristal de acetato de sódio faz com 
que o excesso de soluto cristalize a partir da solução 
(c). 
 
Dissolução 
Cristalização 
 
Quantidade de acetato de 
sódio dissolvido é maior que 
a sua solubilidade a essa 
temperatura. 
(a) (b) (c) 
 
 
2 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
-Fatores que influenciam a solubilidade: 
✓ Interação soluto-solvente; 
✓ Pressão; 
✓ Temperatura; 
✓ Natureza do solvente. 
 
Efeito da Temperatura 
-Conforme dito anteriormente, existe um equilíbrio 
dinâmico entre o soluto não dissolvido e o soluto 
dissolvido na solução. 
-De acordo com o princípio de Le Châtelier, quando 
adicionamos energia térmica para elevar a 
temperatura, o sistema responde consumindo parte 
da energia que adicionamos. 
✓ Isso faz com que o equilíbrio “desloque para 
a direita”. Em outras palavras, mais soluto é 
dissolvido quando o processo de dissolução 
é endotérmico (e geralmente é endotérmico, 
próximo ao ponto de saturação); 
✓ Aumentar a temperatura aumentará, na 
maioria dos casos, a solubilidade do 
produto; 
✓ Situação comum para sólidos dissolvidos 
em solventes líquidos. 
-Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, 
a solubilidade dos sólidos aumenta. O açúcar, por 
exemplo, se dissolve melhor em água quente do que 
em água fria. 
-Alguns solutos, como o sulfato de cério (III), 
Ce2(SO4)3, tornam-se menos solúveis com o 
aumento da temperatura. A energia deve ser 
liberada de uma solução saturada de Ce2(SO4)3para 
fazer com que mais soluto se dissolva. 
-Para a sua reação de equilíbrio, devemos mostrar 
“energia” no lado direito, porque o calor é liberado. 
 
Soluto não dissolvido Soluto dissolvido + energia 
 
 
 
Solubilidade de Compostos Iônicos em Meio 
Aquoso 
Capacidade de dissolução → A capacidade de 
dissolução de um sal em água é fortemente 
influenciada pela entalpia de dissolução, que 
representa o calor envolvido na dissolução de uma 
substância em um dado solvente à pressão 
constante. 
-A figura abaixo mostra uma seção de um cristal de 
NaCl em contanto com a água. Os dipolos das 
moléculas de água se orientam de forma que as 
extremidades negativas de algumas apontam para 
os íons Na+ e as extremidades positivas de outras 
apontam para os íons Cl-. 
-Em outras palavras, ocorrem atrações íon-dipolo 
que tendem a puxar os íons do cristal. Nos cantos e 
bordas do cristal, os íons são mantidos por menos 
vizinhos dentro do sólido e, portanto, são mais 
facilmente desalojados do que aqueles em qualquer 
outra parte da superfície do cristal. 
-Conforme as moléculas de água desalojam esses 
íons, novos cantos e bordas são expostos e o cristal 
continua a se dissolver. 
-À medida que se tornam livres, os íons ficam 
completamente rodeados por moléculas de água. O 
fenômeno é denominado dissolução de íons. 
 
 
3 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
-O termo geral para o entorno de uma partícula de 
soluto por moléculas de solvente é solvatação; 
portanto, dissolução(ou hidratação) é apenas um 
caso especial de solvatação. 
-Os compostos iônicos são capazes de se dissolver 
na água quando as atrações entre os dipolos e os 
íons superaram as atrações dos íons entre si 
dentro do cristal. Em outras palavras, a tração 
eletrostática entre os íons no retículo deve ser 
superada. 
 
-Eventos semelhantes explicam por que os sólidos 
compostos de moléculas polares, como as do 
açúcar, se dissolvem em água. As atrações entre o 
solvente e os dipolos do soluto ajudam a desalojaras 
moléculas do cristal e colocá-las em solução. 
 
Solvatação → é o processo de associação das 
moléculas ou íons de um soluto em uma solução via 
forças intermoleculares. A solvatação ocorre em 
solução iônica quanto moleculares. 
 
ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
-Podemos considerar o processo de solução como 
tendo três componentes, cada um com uma 
alteração de entalpia associada: partículas de soluto 
separadas um das outras (ΔHsoluto), partículas de 
solvente separadas uma das outras (ΔHsolvente) e 
mistura de partículas de soluto e solvente (ΔHmistura). 
A mudança geral de entalpia, ΔHsol, é: 
 
ΔHsol = ΔHsoluto + ΔHsolvente + ΔHmistura 
 
-A separação das partículas de soluto umas das 
outras sempre requer uma entrada de energia para 
superar suas interações atraentes. O processo é, 
portanto, endotérmico (ΔHsoluto > 0). Da mesma 
forma, a separação de moléculas de solvente para 
acomodar o soluto também requer energia. O 
terceiro componente, que surge das interações 
atrativas entre partículas de soluto e partículas de 
solvente, é sempre exotérmico (ΔHsoluto < 0). 
✓ Dissolução endotérmica: Nesta situação, 
somente a entalpia de solvatação não é 
suficiente para superar as forças atrativas 
entre os íons. Nesse caso, registra-se uma 
diminuição de temperatura. A entalpia de 
dissolução será positiva (ΔHsol > 0). 
 
 
 
4 Reações Químicas em Solução AquosaPRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
✓ Dissolução exotérmica: Nessa situação, a 
energia de rede é superada pela entalpia 
de solvatação. As interações soluto-soluto 
(íon-íon) são menos intensas que o 
somatório de todas as interações solvente-
solvente. Observa-se um aumento de 
temperatura e a entalpia de dissolução 
será negativa (ΔHsol < 0). O processo tende 
a ser espontâneo. 
 
-Em muitos casos, a entalpia de dissolução para 
compostos iônicos em água é positiva. Se a entalpia 
de solução for muito positiva e o segundo termo da 
equação de energia livre (relacionado à desordem) 
ΔG = ΔH – TΔS > 0, não for suficiente para 
compensá-la, o composto iônico será insolúvel. 
 
Íons em Solução Aquosa: Eletrólitos 
-A água pura é um condutor muito ruim de 
eletricidade. A condutividade da água se origina das 
substâncias dissolvidas, não da própria água. 
-Entretanto, nem todas as substâncias que se 
dissolvem na água conduzem a solução resultante. 
Exemplo: 
-Imagine preparar duas soluções aquosas – uma 
dissolvendo uma colher de chá de sal de mesa 
(cloreto de sódio) em um copo de água e a outra 
dissolvendo uma colher de chá de açúcar de mesa 
(sacarose) em um copo de água. 
 
 
-Ambas as soluções são claras e incolores, mas 
possuem condutividades diferentes: a solução salina 
é um bom condutor de eletricidade, enquanto a 
solução de açúcar não. 
-Para que a lâmpada do dispositivo acenda, deve 
haver uma corrente (isto é, um fluxo de partículas 
eletricamente carregadas) entre dois eletrodos 
imersos na solução. 
-A condutividade da água pura não é suficiente para 
completar o circuito elétrico e acender a lâmpada. 
-A situação muda quando os íons estão presentes na 
solução porque os íons carregam carga elétrica de 
um eletrodo para outro, completando o circuito. 
-Assim, a condutividade das soluções de NaCl indica 
a presença de íons. A falta de condutividades das 
soluções de sacarose indica a ausência de íons. 
-Quando o NaCl se dissolve na água, a solução 
contém íons e, cada um rodeado por moléculas de 
água. Quando a sacarose (C12H22O11) se dissolve 
em água, a solução contém apenas moléculas de 
sacarose neutras rodeadas por moléculas de água. 
-Uma substância (como NaCl) cujas soluções 
aquosas contém íons é chamada de eletrólito. Uma 
substância (como C12H22O11) é chamada de não 
eletrólito. As diferentes classificações de NaCl e 
C12H22O11 surgem em grande parte porque o NaCl é 
iônico, enquanto o C12H22O11 é molecular. 
 
 
 
5 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
E A ÁGUA? É CONSIDERADA 
UM ELETRÓLITO OU NÃO? 
-Conforme veremos no módulo 
referente à equilíbrio iônico, a 
água sofre auto ionização, 
formando íons H3O+ e OH-. Dessa forma, 
conceitualmente, a água é considerada um eletrólito. 
Entretanto, a condutividade da água pura é 
baixíssima (cerca de 0,055 µS/cm), insuficiente para 
completar o circuito elétrico e acender a lâmpada no 
exemplo apresentado anteriormente. 
Eletrólitos → Solutos que, quando dissolvidos em 
água (ou em alguns outros solventes) formam íons e 
assim produzem soluções que conduzem 
eletricidade. Os eletrólitos diferem na medida que 
conduzem eletricidade. 
✓ Eletrólitos fortes: substâncias que se 
dissociam completamente em água e cujas 
soluções são boas condutoras de 
eletricidade. 
✓ Eletrólitos fracos: substâncias que produzem 
concentrações baixas ao se dissolverem em 
água e cujas soluções não são boas 
condutoras de eletricidade. 
✓ Não eletrólitos: substâncias que se dissolvem 
em água, mas não se ionizam e não 
conduzem corrente elétrica. Não há 
formação de íons. 
OBS.: A ideia de que sais como o NaCl dissociam-
se completamente em solução é uma simplificação. 
Na verdade, uma concentração mensurável de 
espécies de “pares de íons”, também ocorre em 
solução. 
*H2SO4 é completamente dissociado para formar os íons 
HSO4- e H3O+ e, por essa razão, é considerado um 
eletrólito forte. Deve-se observar, entretanto, que o íon 
HSO4- é um eletrólito fraco, sendo apenas parcialmente 
dissociado para formar SO42- e H3O+. 
-Devemos ter cuidado para não confundir até que 
ponto um eletrólito se dissolve (sua solubilidade) 
com se ele é forte ou fraco. Por exemplo, o ácido 
acético (CH3COOH) é extremamente solúvel em 
água, mas é um eletrólito fraco. O Ca(OH)2, por outro 
lado, não é muito solúvel em água, mas a quantidade 
que se dissolve se dissocia quase completamente. 
Assim, Ca(OH)2 é um eletrólito forte. 
-Quando um eletrólito fraco, como o ácido acético, se 
ioniza em solução, escrevemos a reação na seguinte 
forma: 
 
CH3COOH(aq) ⇌ CH3COO-(aq) + H+(aq) 
 
-As meias setas (seta dupla) apontando em direções 
opostas significam que a reação é significativa em 
ambas as direções. A qualquer momento, algumas 
moléculas de CH3COOH estão se ionizando para 
formar íons, e íons estão se recombinando para 
formar CH3COOH. 
 
Classificação de Eletrólitos 
Fortes 
1. Ácidos inorgânicos como HNO3, HClO4, H2SO4*, 
HCl, HI, HBr, HClO3, HBrO3 
2. Hidróxidos alcalinos e alcalinos-terrosos 
3. A maioria dos sais 
Fracos 
1. Muitos ácidos inorgânicos, incluindo H2CO3, H3BO3, 
H3PO4, H2S, H2SO3 
2. A maioria dos ácidos orgânicos 
3. Amônia e a maioria das bases orgânicas 
4. Haletos, cianetos e tiocianatos e Hg, Zn e Cd 
Anotações 
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6 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
-Os químicos usam meias setas em direções 
opostas para representar a ionização de eletrólitos 
fracos e uma única seta para representar a ionização 
de eletrólitos fortes. 
-Como o HCl é um eletrólito forte, escrevemos a 
equação para a ionização do HCl como: 
 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) 
 
-A ausência de uma seta apontando para a esquerda 
indica que os íons e não têm tendência a se 
recombinar para formar moléculas de HCl. 
-A ausência de uma seta apontando para a esquerda 
indica que os íons não têm tendência a se 
recombinar para formar moléculas de HCl. 
 
Equações de Reações Iônicas 
-Frequentemente, os compostos iônicos reagem uns 
com os outros quando suas soluções aquosas são 
combinadas. Por exemplo, quando soluções de 
nitrato de chumbo (II), Pb(NO3)2, e iodeto de 
potássio, KI, são misturada, um precipitado amarelo 
de iodeto de chumbo (II), PbI2, se forma, conforme 
mostrado na figura a seguir. 
 
-A equação química para a reação é: 
 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
 
-Onde notamos a insolubilidade de PbI2 escrevendo 
(s) seguindo sua fórmula. Isso é chamado de 
equação geral, porque todas as fórmulas são 
escritas com os íons juntos, como se as substâncias 
em solução consistissem em espécies neutras. 
-A equação apresentada anteriormente é adequada 
para realizar cálculos estequiométrico, mas vamos 
examinar outras maneiras de escrever a equação 
química. 
-Os compostos iônicos solúveis são totalmente 
dissociados em solução. Sendo assim, Pb(NO3)2, KI 
e KNO3 não estão presentes na solução como 
unidades intactas. 
-Para mostrar isso, podemos escrever as fórmulas 
de todos os eletrólitos fortes solúveis na forma 
“dissociada” para dar a equação iônica para a 
reação. 
 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
 
Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) + 2K+(aq) + 2NO3-(aq) 
 
-Observe que não separamos PbI2 em seus íons 
nesta equação. Isso ocorre porque o PbI2 tem uma 
solubilidade extremamente baixa em água; é 
essencialmente insolúvel. 
 
Vamos exercitar? 
2.1 O sal de Epsom, MgSO4•7H2O, é vendido nas 
drogarias e usado, na forma de solução aquosa, 
para várias finalidades medicinais.O metanol, 
CH3OH, é dissolvido na gasolina no inverno em 
climas mais frios para impedir a formação de gelo 
em linhas de combustível do automóvel. Qual 
desses compostos é um eletrólito e qual é um 
não-eletrólito? 
Anotações 
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7 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
-Quando os íons Pb2+ e I- se encontram na solução. 
o PbI2 insolúvel se forma e se separa como um 
precipitado. Portanto, após o térmico da reação, os 
íons Pb2+ e I- não são mais capazes de se mover 
independentemente. Eles estão presos no produto 
insolúvel. 
-A equação iônica fornece uma imagem mais clara 
do que realmente está acontecendo na solução 
durante a reação. Os íons Pb2+ e I- se unem para 
formar o produto. Os outros íons, K+ e NO3-, não são 
alterados pela reação. 
-Os íons que não participam de fato de uma reação 
são chamados de íons espectadores; em certo 
sentido, eles apenas “ficam parados e observam a 
reação”. 
-Para enfatizar a reação real que ocorre, podemos 
escrever a equação iônica simplificada, que é 
obtida eliminando os íons espectadores da reação 
iônica. 
 
Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) + 2K+(aq) + 2NO3-(aq) 
 
Pb2+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) 
 
-Observe como ela chama nossa atenção para os 
íons que estão realmente participando da reação, 
bem como para a mudança que ocorre. 
Reações entre Eletrólitos 
-Todas as reações químicas são descritas por uma 
equação química. As reações químicas são 
classificadas em dois tipos gerais: reações redox, 
nas quais ocorrem mudança no estado de oxidação 
dos componentes do sistema reacional; e reações 
não redox em que não ocorre mudança de estado 
de oxidação em algum elemento e/ou substância do 
sistema reacional. Ambos os tipos de reações são 
comuns na análise química. 
Reações não redox → São aquelas que não ocorre 
transferência de elétrons entre as espécies 
envolvidas. 
 
REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 
-Reações nas quais sais insolúveis são formados 
quando os componentes são colocados em uma 
solução aquosa e, nesse meio aquoso, há remoção 
dos íons diretamente envolvidos na reação de 
precipitação. 
 
IMPORTANTE! Ver tabela anexada ao final da 
apostila com a REGRA GERAL para solubilidade em 
meio aquoso de compostos iônicos. 
 
Exemplo: Formação do precipitado de cloreto de 
prata. 
 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 
Equação Geral 
 
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq) 
Equação Iônica 
 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) 
Equação Iônica Simplificada 
 
 
Vamos exercitar? 
2.2 Quando as soluções de (NH4)2SO4 e Ba(NO3)2 
são misturadas, um precipitado de BaSO4 se 
forma, deixando NH4NO3 solúvel na solução. 
Escreva as equações geral, iônica e iônica 
simplificada para a reação. (Dica: lembre-se de 
que os íons poliatômicos não se separam quando 
os compostos iônicos se dissolvem na água). 
Anotações 
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8 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
REAÇÕES COM FORMAÇÃO DE GÁS 
-Soluções contendo sulfeto, S2-, e carbonatos, CO32-
, reagem prontamente com ácidos ocorrendo 
liberação de gases, cuja remoção é a força motora 
da reação. 
Exemplo: Reação entre Na2S(aq) e HCl(aq). 
 
2HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq) 
Equação Geral 
 
2H+(aq) + 2Cl-(aq) + 2Na+(aq) + S2-(aq) → H2S(g) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq) 
Equação Iônica 
 
2H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g) 
Equação Iônica Simplificada 
Reações redox → São reações químicas em que 
ocorre mudança no número de oxidação das 
substâncias reagentes devido à transferência de 
elétrons. 
-A oxidação é definida como a perda de elétrons, e 
a redução, como um ganho de elétrons. 
-Agente oxidante é toda espécie química que pode 
ganhar elétrons diminuindo o seu estado de 
oxidação; agente redutor é toda espécie química 
que pode doar elétrons aumentando o seu estado de 
oxidação. 
-Nas reações redox, os processos de oxidação e 
redução ocorrem simultaneamente, envolvendo a 
transferência de elétrons entre um agente redutor 
(doador de elétrons) e um agente oxidante (receptor 
de elétrons). 
 
 
-Os metais são oxidados por ácidos para formarem 
sais. Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g). 
Exemplo: O níquel metálico se dissolve em contato 
com a solução de ácido clorídrico porque ocorre a 
seguinte reação: 
 
Ni(s) + 2HCl(aq) → NiCl2(aq) + H2(g) 
 
Neste caso, a solução resultante não é a do metal 
Ni, mas sim o seu sal NiCl2. Se a solução é 
evaporada até a secura, esse sal pode ser 
recuperado. 
 
Vamos exercitar? 
2.3 Escreva as equações geral, iônica e iônica 
simplificada para a reação de soluções aquosas 
de nitrato de chumbo (II) e cromato de potássio, 
que produz um precipitado de cromato de chumbo 
(II) e deixa o composto nitrato de potássio em 
solução. 
Vamos exercitar? 
2.4 O carbonato de bário, BaCO3, é muito 
utilizado em fábricas de tijolos, de cerâmica, de 
vidro e indústria química. Escreva uma equação 
balanceada que mostre o que acontece quando o 
carbonato de bário é tratado com ácido nítrico. 
 
 
9 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
-Os metais também podem ser oxidados por outros 
sais. Observe no exemplo abaixo que o Fe é oxidado 
para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni. 
 
Fe(s) + Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s) 
 
-Alguns metais são facilmente oxidados; outros não. 
Para facilitar tal interpretação, os metais são 
organizados em ordem decrescente pela facilidade 
de oxidação numa lista chamada série de atividade. 
 
-Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais 
ativo ele é. Qualquer metal pode ser oxidado pelos 
íons dos elementos abaixo dele. 
 
IMPORTANTE! Ver tabela anexada ao final da com 
a SÉRIE DE ATIVIDADE. 
 
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
-Surge da mistura de um ácido e uma base e origina 
como produto um sal e a água. 
 
Exemplo: Reação entre HCl e NaOH. 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) 
Equação Geral 
 
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 
Equação Iônica 
 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
Equação Iônica Simplificada 
 
Referências 
DIAS, S. L. P.; BOHRER, F. M. G.; LUCA, M. A. DE; 
VAGHETTI, J. C. P.; BRASIL, J. L. Análise 
Qualitativa em Escala Semicro. Porto Alegre: 
Bookman, 2016. 
FERNANDES, Nedja Suely – Notas de Aula da 
Disciplina Princípios de Química Analítica – Natal: 
Universidade Federal do Rio Grande do Norte, 2020. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; 
CROUNCH, S. R. Fundamentos de Química 
Analítica – 9ª Ed. São Paulo: Cengage Learnig, 
2015. 
JESPERSEN, N. D.; BRADY, J. E.; HYSLOP, A. 
Chemistry: the molecular nature of matter – 6ª 
Ed. New York: Wiley, 2012. 
BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E.; 
MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M. Chemistry: 
the central science – 12ª Ed. New York: Pearson, 
2012. 
SILVA, Luciana Almeida; MARTINS, Cláudia Rocha; 
ANDRADE, Jailson Bittencourt de. Por que todos os 
nitratos são solúveis?. Quím. Nova, v. 27, n. 6, p. 
1016-1020, 2004. 
Respostas 
Vamos exercitar 
2.1 
MgSO4•7H2O – eletrólito. 
Sal solúvel em água que se dissocia completamente, 
formando íons. Consequentemente, a solução 
resultante é capaz de conduzir eletricidade. 
MgSO4(aq) → Mg2+(aq) + SO42-(aq) 
CH3OH – não eletrólito. 
O metanol é um solvente orgânico molecular, 
formado por ligações covalentes. Portanto, o 
metanol não se dissocia em água e, 
consequentemente, não ocorre formação de íons. O 
composto é miscível em água e as moléculas 
permanecem solvatadas em solução. 
 
2.2 
Ba(NO3)2(aq) + (NH4)2SO4(aq)→ BaSO4(s) + 2NH4NO3(aq) 
Equação Geral 
 
 
10 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
Ba2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2NH4+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s) + 
2NH4+(aq) + 2NO3-(aq) 
Equação Iônica 
Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s) 
Equação Iônica Simplificada 
 
2.3 
Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → PbCrO4(s) + 2KNO3(aq) 
Equação Geral 
 
Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+ (aq) + CrO42-(aq) → PbCrO4(s) + 
2K+(aq) + 2NO3-(aq) 
Equação Iônica 
Pb2+(aq) + CrO42-(aq) → PbCrO4(s) 
Equação Iônica Simplificada 
 
2.4 
BaCO3(s) + 2HNO3(aq) → Ba(NO3)2(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 Reações Químicas em Solução Aquosa 
PRINCÍPIOS DE QUÍMICA ANALÍTICA | QUI0054 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Federal do Paraná – Setor de Ciências Exatas – Departamento de Química
Tabela de íons – versão 2
Prof. Dr. Flávio Massao Matsumoto
Cátions (íons positivos)
Ag+ prata
Al3+ alumínio
As3+ arsênio(III)
Be2+ berílio
Ba2+ bário
Ca2+ cálcio
Cd2+ cádmio
Ce3+ cério(III) ou ceroso
Ce4+ cério(IV) ou cérico
Co2+ cobalto(II) ou cobaltoso
Co3+ cobalto(III) ou cobáltico
Cr2+ cromo(II) ou cromoso
Cr3+ cromo(III) ou crômico
Cs+ césio
Cu+ cobre(I) ou cuproso
Cu2+ cobre(II) ou cúprico
Fe2+ ferro(II) ou ferroso
Fe3+ ferro(III) ou férrico
H+ hidrogênio
Hg22+ mercúrio(I) ou 
mercuroso
Hg2+ mercúrio(II) ou 
mercúrico
K+ potássio
La3+ lantânio
Li+ lítio
Mg2+ magnésio
Mn2+ manganês(II)
Na+ sódio
NH4+ amônio
(CH3)4N+ tetrametilamônio
(C2H5)4N+ tetraetilamônio
Ni2+ níquel(II)
Pb2+ chumbo(II) ou plumboso
Pb4+ chumbo(IV) ou 
plúmbico
Pd2+ paládio(II)
Pd4+ paládio(IV)
Pt2+ platina(II)
Pt4+ platina(IV)
Rb+ rubídio
Sc3+ escândio
Sn2+ estanho(II) ou estanoso
Sn4+ estanho(IV) ou estânico
Sr2+ estrôncio
Y3+ ítrio
Zn2+ zinco
Ânions (íons negativos)
AlO2– aluminato
AsO33– arsenito (ortoarsenito)
AsO43– arsenato
BO33– ortoborato
B4O72– tetraborato
BF4– tetrafluorborato
Br– brometo
OBr– hipobromito
BrO2– bromito
BrO3– bromato
BrO4– perbromato
Cl– cloreto
OCl– hipoclorito
ClO2– clorito
ClO3– clorato
ClO4– perclorato
CO32– carbonato
HCO3– hidrogenocarbonato ou
bicarbonato
C2O42– oxalato
CN– cianeto
OCN– cianato
SCN– tiocianato
HCO2– formiato ou metanoato
CH3CO2– acetato ou etanoato
FCH2CO2– fluoroacetato
ClCH2CO2– cloroacetato
C6H5CO2– benzoato
CrO42– cromato
Cr2O72– dicromato
F– fluoreto
[Fe(CN)6]4– hexacianoferrato(II) ou
ferrocianeto
[Fe(CN)6]3– hexacianoferrato(III) 
ou ferricianeto
H– hidreto
I– iodeto
OI– hipoiodito
IO2– iodito
IO3– iodato
IO4– metaperiodato
IO65– ortoperiodato
MnO42 – manganato
MnO4– permanganato
N3– azida ou azoteto
NO2– nitrito
NO3– nitrato
NH2– amideto
O2– óxido
OH– hidróxido
O22– peróxido
O2– superóxido
PO43– fosfato (ortofosfato)
HPO42– monoidrogenofosfato
H2PO4– diidrogenofosfato
P2O74– pirofosfato
H2PO2– hipofosfito
HPO32– fosfito
PF6– hexafluorfosfato 
S2– sulfeto
HS– hidrogenossulfeto ou 
bissulfeto
SO32– sulfito
HSO3– hidrogenossulfito ou 
bissulfito
SO42– sulfato
HSO4– hidrogenossulfato ou 
bissulfato
S2O82– persulfato
S2O32– tiossulfato
SiO44– ortossilicato