Apostila_quimica_ambiental1_final_atualizada (2)

Prévia do material em texto

AAppoossttiillaa ddee QQuuíímmiiccaa AAmmbbiieennttaall II 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
1 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA ...................................................................... 3 
1.1 Propriedades da Matéria ................................................................................... 3 
1.1.1 Propriedades Gerais....................................................................................... 3 
1.1.2 Propriedades específicas ............................................................................... 4 
1.2 Os Estados Físicos da Matéria .......................................................................... 6 
1.3 Substâncias Puras e Misturas ........................................................................... 9 
1.4 Separação de Mistura...................................................................................... 12 
1.5 Referências ..................................................................................................... 24 
2 SOLUÇÕES .................................................................................................... 27 
2.1 Tipos de Soluções ........................................................................................... 27 
2.2 Propriedades coligativas.................................................................................. 29 
2.2.1 Osmoscopia ou Pressão Osmótica .............................................................. 30 
2.2.2 Tonoscopia ................................................................................................... 33 
2.2.3 Ebulioscopia ................................................................................................. 35 
2.2.4 Crioscopia .................................................................................................... 37 
2.3 Cálculo das Concentrações das Soluções ...................................................... 39 
2.3.1 Fração Molar ................................................................................................ 39 
2.3.2 Molalidade .................................................................................................... 40 
2.3.3 Molaridade ................................................................................................... 42 
2.3.4 Percentagem ponderal ................................................................................. 45 
2.3.5 Partes por milhão (ppm) ............................................................................... 46 
2.4 Referências ..................................................................................................... 47 
3 EQUILÍBRIO QUÍMICO ................................................................................... 50 
3.1 Reações Químicas .......................................................................................... 50 
3.2 Estequiometria ................................................................................................. 53 
3.2.1 Cálculos estequiométricos envolvendo substâncias gasosas ...................... 58 
3.2.2 Cálculos estequiométricos envolvendo rendimento de reações, reagentes 
em excesso e reagentes limitantes. .......................................................................... 60 
 
3.3 Constante de equilíbrio .................................................................................... 62 
3.3.1 O quociente reacional .................................................................................. 67 
3.4 Fatores que influenciam o equilíbrio químico .................................................. 68 
3.4.1 Efeito da temperatura ................................................................................... 69 
3.4.2 Efeitos da adição ou remoção de um reagente ou de um produto ............... 71 
3.4.3 Efeito da variação de pressão ...................................................................... 71 
3.5 Referências ..................................................................................................... 73 
4 ÁCIDOS E BASES .......................................................................................... 76 
4.1 Ácidos e bases segundo Arrhenius ................................................................. 76 
4.2 Ácidos e bases segundo BrØnsted e Lowry .................................................... 78 
4.3 Força relativa de Ácidos e Bases .................................................................... 81 
4.4 Ácidos e Bases de Lewis ................................................................................. 84 
4.5 O Produto Iônico da Água ............................................................................... 86 
4.5.1 O pH de soluções ......................................................................................... 88 
4.6 Força de ácidos e bases fracas ....................................................................... 89 
4.7 Referências ..................................................................................................... 91 
5 CARACTERIZAÇÃO DO AMBIENTE AQUÁTICO ......................................... 94 
5.1 A água na natureza ......................................................................................... 94 
5.1.1 Ciclo Hidrológico .......................................................................................... 96 
5.1.2 Ciclo internos da água .................................................................................. 97 
5.2 Tipos de impurezas presentes na água ........................................................... 98 
5.2.1 Sólidos presentes na água ........................................................................... 98 
5.2.2 Organismos presentes na água ................................................................. 100 
5.3 PARÂMETROS DE QUALIDADE DA ÁGUA ................................................. 100 
5.3.1 Parâmetros Físicos .................................................................................... 100 
5.3.2 Parâmetros Químicos ................................................................................. 102 
5.3.3 Parâmetros biológicos ................................................................................ 107 
5.4 Referências ................................................................................................... 109 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor da disciplina: Carlos Henrique Callegario Zacchi 
Material adaptado: Elisângela Aparecida da Silva 
Química Ambiental 1 
2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Meta 
 
 
Apresentar ao estudante os critérios de classificação da matéria, a 
formação de substâncias puras e misturas e os métodos de separação de 
misturas. 
 
 
Objetivos 
 
Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: 
✓ Identificar as propriedades gerais e específicas da matéria; 
✓ Reconhecer as mudanças de estado; 
✓ Identificar substâncias puras e misturas; 
✓ Conhecer os métodos de separação de misturas; 
✓ Identificar o método de separação mais adequado para uma mistura 
complexa. 
3 
 
 
 
 
1 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA 
 
 
1.1 Propriedades da Matéria 
 
 
O termo matéria pode ser definido como “qualquer coisa que possua massa, ocupe 
lugar no espaço e esteja sujeita à inércia”. Assim, matéria é tudo aquilo que existe 
e que é formada por partículas elementares de massa não nula. 
 
As propriedades da matéria podem ser dividas em propriedades gerais e 
propriedades específicas. As propriedades gerais são aquelas observadas em 
qualquer corpo, independente da substância da qual ele é feito e, portanto, não 
permitem identificar uma substância. As propriedades específicas são aquelas 
que dependem do tipo de substância da qual uma matéria é formada e, portanto, 
permitem identificar uma substância. 
Este módulo também mostra o conceito de matéria e algumas importantes unidades 
usadas para expressar a massa e o volume, duas propriedades de qualquerporção 
de matéria. 
 
1.1.1 Propriedades Gerais 
 
Substâncias diferentes podem apresentar as mesmas propriedades gerais. Por 
exemplo, podemos ter 1 kg de ouro, 1 kg de arroz, 1 kg de carne. Quando 
alguém nos diz que comprou 1 kg, ou comprou 1 L, a indagação que segue é: "de 
que". 1 kg de que? 1 L de que? A informação não nos permite identificar de que 
substância se trata. 
 
São propriedades gerais da matéria: 
 
Inércia: a matéria tende a permanecer em seu estado de movimento ou de repouso. 
Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo 
lugar no espaço. 
4 
 
 
 
 
 
 
Divisibilidade: a matéria pode ser dividida em porções cada vez menores. 
Massa: quantidade de matéria existente em um corpo. 
 
 
É importante que não se confunda MASSA com PESO. O peso é uma medida de 
força, a força com a qual um corpo é atraído pela ação da gravidade. Uma massa 
de 50 kg, por exemplo, tem um peso na Terra e outro peso diferente na Lua. O peso 
é determinado pela relação entre a massa e a aceleração da gravidade. O valor da 
2 2 
aceleração da gravidade na Terra é de 9,8m/s e na Lua esse valor é de 1,6m/s . O 
peso é dado por: 
 
 
P = m * a 
 
 
Em que m é a massa e a é a aceleração da gravidade. 
 
 
Exemplo 1: Calcule o peso do corpo com 50 kg de massa na Terra. 
 
 
P = 50Kg x 9,8m/s2 
P= 490 kg.m/s2 
 
2 
A unidade obtida desta relação é kg.m/s que equivale a Newton (N), e pode ser lido 
P = 490N (lê-se quatrocentos e noventa newtons). 
 
 
Volume: Ocupar lugar no espaço é uma característica da matéria que remete à 
grandeza denominada volume. Nesse sentido, o volume de uma porção de matéria 
expressa o quanto de espaço é ocupado por ela. 
As principais unidades de volume são: metro cúbico (m3), decímetro cúbico (dm3) 
centímetro cúbico (cm3) e litro (L). 
 
5 
 
 
 
1.1.2 Propriedades específicas 
 
As propriedades específicas são utilizadas pelos cientistas e pesquisadores para 
 
identificar uma substância. Em geral, não é possível identificar apenas visualmente 
 
 
um determinado composto que chega para ser analisado. Além de arriscado, não 
é conveniente CHEIRAR e nem PROVAR substâncias desconhecidas. Quando 
não se sabe de que substância se trata, existem testes que a identificam, através 
de suas propriedades ESPECÍFICAS. 
 
São propriedades específicas da matéria. 
 
 
1) Densidade:É dada pela razão entre a massa e o volume de um corpo (d = m/v). 
A unidade oficial usada para a densidade é g/cm3 (gramas/centímetro cúbico). 
Alguns fatores que afetam a densidade: 
A densidade depende, em primeiro lugar, do tipo de material em questão. Um 
parâmetro que devemos considerar para a densidade de um mesmo material é a 
temperatura que ele se encontra. Ao aquecer um objeto, observa-se a dilatação do 
mesmo (aumento de volume), e isso interfere no valor da densidade. Esse efeito é 
mais pronunciado no caso de gases. Nesse caso, variações de pressão e volume 
influenciam no valor da densidade. 
Exercite: 
(Pases UFV/Adaptada) Uma propriedade intensiva é aquela que independe do 
tamanho da amostra como, por exemplo, a densidade. Uma amostra de 5,0 g de um 
gás tem uma densidade igual a 0,00268 g cm-3 a 0°C. No gráfico a seguir, está 
representada a variação da densidade desse gás em função da temperatura. 
 
6 
 
 
Responda: 
a) Explique o comportamento exibido no gráfico. 
b) Qual a densidade e o volume ocupado por essa massa de gás a 20 ºC? 
 
 
2) Ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) 
Saber os valores do ponto de fusão e do ponto de ebulição de uma substância significa 
poder prever se, em determinada temperatura, a substância estará sólida, líquida ou 
gasosa. 
a. Ponto de fusão: Temperatura na qual uma substância pura passa do estado 
sólido para o estado líquido. 
b. Ponto de ebulição: Temperatura na qual uma substância pura passa do estado 
líquido para o estado gasoso. 
Exercite: Observe na tabela abaixo alguns valores referentes à Temperatura de Fusão 
(T.F) e Temperatura de Ebulição (T.E.) para algumas substâncias puras. Supondo que 
você esteja em um dia de calor intenso no deserto, 50º C, qual o estado físico (sólido, 
líquido ou gasoso) que essas substâncias estarão? 
Substância T.F (°C) T.E (°C) Estado Físico 
Mercúrio -38,0 356 
 
 
Ferro 1535 2750 
 
 
Cloro -101 -34,5 
 
 
Fenol 43 182 
 
 
Água 0 100 
 
 
 
A tabela 1 apresenta valores de densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição de 
algumas substâncias. 
Tabela 1-1: Propriedades específicas de algumas substâncias 
 
 
Substância 
Densidade 
(g/cm³) 
Ponto de Fusão 
(ºC) 
Ponto de Ebulição 
(ºC) 
Água 1,00 0 100 
Mercúrio (Hg) 13,6 - 38 357 
Ferro (Fe) 7,86 1583 3000 
Alumínio (Al) 2,70 660 2450 
Enxofre (S) 2,07 119 445 
7 
 
 
 
 
 
1.2 Os Estados Físicos da Matéria 
 
Estados físicos da matéria são conjuntos de configurações que a matéria 
macroscópica pode apresentar. Os estados físicos se relacionam com a energia, a 
velocidade do movimento das partículas de uma substância e sua forma de 
agregação. A matéria pode se apresentar em três diferentes estados físicos: 
sólido, líquido e gasoso, conforme ilustrado na figura 1. As características de 
cada estado dependem da temperatura e pressão na qual ela se encontra. 
 
 
Figura 1-1: Estados físicos da matéria: Exemplo da água. 
FONTE: Studio Argozino/ Ciências – Física e Química, Carlos Barros e Wilson Paulino 
 
O estado sólido apresenta partículas com maior agregação e maior organização e 
menor energia e movimento. Assim, os sólidos possuem forma e volume definidos. 
O estado líquido apresenta partículas um pouco menos agregadas e um grau de 
organização e energia intermediárias. Nesse caso, já é possível uma movimentação 
relativa dessas partículas. Os líquidos possuem, portanto, forma variável e volume 
definido. 
Comparando o estado líquido e o sólido, imagine a situação: um cubo de gelo ao sair 
8 
 
 
pode ser colocado em um copo, mas não ocupará sua forma. Por outro lado, se 
tivermos um copo de água no estado líquido, podemos colocá-lo em uma garrafa, ou 
em uma forma de gelo. Entretanto, se o volume inicial de líquido, for, por exemplo, 
100 mL, e este volume for colocado em uma garrafa de 1L, o líquido não ocupará 
mais do que 100 mL. 
O estado gasoso apresenta partículas com máxima desagregação e organização, 
e máxima energia e movimento. Os gases possuem forma e volume variáveis, eles 
tendem a ocupar todo o volume disponível para eles. Imagine um frasco de 
perfume aberto em um canto de uma sala de aula. Após algum tempo, todos os 
presentes nesta sala sentirão o aroma exalado pelo perfume. 
Mudanças de temperatura e pressão promovem alterações na organização, 
agregação, energia e movimentos das partículas. Essas alterações levam às 
mudanças de estado da matéria, sem, entretanto, promover alterações na qualidade 
e na quantidade da matéria. 
 
As mudanças de estado da matéria são: 
 
• Fusão: passagem do estado sólido para o estado líquido. 
• Ebulição/evaporação: passagem do estado líquido para o estado gasoso. 
• Condensação ou liquefação: passagem do estado gasoso para o estado líquido. 
• Solidificação: passagem do estado líquido para o estado sólido. 
• Sublimação: passagem do estado sólido para o estado gasoso, ou vice-versa, 
sem passar pelo estado líquido. 
 
Figura 1-2: Mudanças de estado. 
FONTE: fonte: http://www.superkid.com.br/pergunte/agua/estado_da_agua.php 
http://www.superkid.com.br/pergunte/agua/estado_da_agua.php
13 
 
 
 
Podemos representar essas observações por meio de um gráfico, chamado de 
diagrama de mudança de estados físicos. 
Nesse exemplo, temos uma temperatura inicial da água igual a -40º C até alcançar o 
estado gasoso, cuja temperatura final registrada é de 120 °C, por exemplo. Durante 
esse intervalo de experimento, a temperatura e o tempo transcorrido são registrados 
desde o início. De possedessas informações coletadas, um gráfico denominado curva 
de aquecimento da água pode ser plotado, obtendo-se um aspecto o da figura A 
abaixo. De modo análogo, uma amostra pode ser submetida ao resfriamento. Tomando 
como base a mesma amostra anterior, inicialmente a 120 ºC (estado gasoso) pode-se 
esboçar a curva de resfriamento da água até que esta alcance o estado sólido, -40 ºC 
por exemplo. De modo análogo, essas curvas podem ser representadas para qualquer 
substância, desde que suas temperaturas de fusão e ebulição sejam conhecidas. 
 
 
Fonte: FELTRE, Ricardo. Química. 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004. 3 v. 
 
1.3 Substâncias Puras e Misturas 
 
Quando reunimos as letras do alfabeto formamos uma infinidade de palavras. De 
modo semelhante, quando diferentes elementos químicos se reúnem eles formam 
substâncias. Determinar as propriedades específicas dos materiais é uma forma de 
identificar se temos uma substância pura ou uma mistura. Por exemplo, ao 
separarmos pequenas quantidades de alguns materiais do nosso dia a dia, como 
sal de cozinha, fio de cobre, vinho, água destilada e determinarmos suas 
propriedades específicas, vamos perceber algumas diferenças entre eles. Veja a 
Tabela 2. 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
Tabela 1-2: Propriedades específicas de algumas substâncias. 
 
 
 
Material 
Densidade 
(g/cm³) 
Ponto de Fusão 
(ºC) 
Ponto de Ebulição 
(ºC) 
1 L de água destilada 1 0 100 
10 L de água destilada 1 0 100 
10 g sal de cozinha 2,16 801 1473 
1 kg sal de cozinha 2,16 801 1473 
100 ml de vinho 1,04 - - 
1 L de vinho 1,07 - - 
1 kg fios de cobre 8,90 1083 2595 
10 g fios de cobre 8,90 1083 2595 
 
 
Ao analisarmos os dados dispostos na tabela acima percebemos que independente 
da quantidade de sal de cozinha, água destilada e fios de cobre, os valores de suas 
propriedades específicas não se alteram. No caso do vinho, além de ocorrer uma 
pequena modificação no valor da densidade, não há valores especificados para os 
pontos de fusão e de ebulição. As mudanças de estado de substâncias puras 
ocorrem a uma temperatura constante, e não dependem da quantidade de material 
utilizado na determinação da propriedade. No caso de misturas, não existe um valor 
específico no qual as mudanças de estado ocorrem, essas mudanças acontecem em 
uma faixa de temperatura (fusão e/ou ebulição). Entre as substâncias apresentadas 
na Tabela 2 podemos concluir, então, que o vinho é uma mistura, e os demais são 
substâncias puras. 
Podemos representar gráficos de aquecimento e resfriamento para uma mistura: 
15 
 
 
 
Fonte: FELTRE, Ricardo. Química. 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004. 3 v. 
 
Nota: Existem misturas especiais que acabam se comportando como se fossem 
substâncias puras, diante dos fenômenos de fusão/solidificação ou de 
ebulição/condensação. 
No primeiro caso, temos uma mistura eutética: fusão/solidificação em temperatura 
constante. 
No segundo caso, temos uma mistura azeotrópica: ebulição/condensação em 
temperatura constante 
 
Exercite: 
Faça o esboço do gráfico de aquecimento de uma mistura eutética e o gráfico de 
resfriamento de uma mistura azeotrópica. 
 
 
As substâncias podem ainda ser classificadas em: 
 
• Substâncias puras simples: quando formadas por moléculas que apresentam 
átomos de um único elemento químico. 
• Substâncias puras compostas: quando formadas por moléculas que 
apresentam átomos de elementos químicos diferentes. 
 
 
 
16 
 
 
 
Figura 1-3: Tipos de substâncias puras (fonte: http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/materia10.php 
 
 
Há um fenômeno onde o mesmo elemento químico pode formar substâncias 
diferentes, chamadas de variedades alotrópicas do elemento. Esse fenômeno é 
chamado de alotropia. A diferença entre as variedades alotrópicas está no arranjo 
molecular dos cristais. Na Figura 4 são mostrados dois casos de alotropia. 
 
 
 
 
Figura 1-4: Alotropia do carbono. 
FONTE: http://en.wikipedia.org/wiki/diamond 
 
As misturas são formadas por duas ou mais substâncias químicas e cada uma é 
chamada de componente. A maior parte dos materiais do nosso cotidiano é, na 
http://en.wikipedia.org/wiki/diamond
17 
 
 
verdade, uma mistura. As misturas podem ser classificadas em: 
 
• Misturas homogêneas: quando são formadas por uma única fase. Por exemplo, 
misturas de água e sal, água e açúcar, apresentam uma única fase, desde que não 
seja atingida a condição de saturação. 
 
 
Figura 1-5: Mistura homogênea – água e açúcar dissolvido. 
FONTE: http://www.estudopratico.com.br/separacao 
 
 
• Misturas heterogêneas: quando são formadas por mais de uma fase. Por 
exemplo, água e óleo, água e areia, enxofre e limalhas de ferro apresentam duas 
fases. 
 
 
Figura 1-6: Mistura heterogênea – água e óleo. 
FONTE: http://www.estudopratico.com.br/separacao 
 
 
 
1.4 Separação de Mistura 
 
Um dos grandes desafios da Química é obter substâncias puras a partir de misturas. 
Existem vários métodos de separação de misturas. A escolha do melhor método de 
http://www.estudopratico.com.br/separacao
http://www.estudopratico.com.br/separacao
18 
 
 
separação e purificação de substâncias depende de alguns fatores, a saber: 
• do tipo de mistura a ser separada; 
• das condições materiais e econômicas disponíveis para realizar a separação; 
• do tempo e energia gastos no processo. 
 
Em alguns casos, a separação da mistura é fácil, pois a mistura é heterogênea e os 
componentes são visíveis a olho nu. No caso das misturas homogêneas, o processo 
é mais difícil. 
 
➢ Separação de misturas heterogêneas de sólidos: Os processos de separação 
mais comuns neste caso são: 
 
• Catação: é um processo manual de separação. Consiste, simplesmente, em catar 
os componentes. Em locais onde há coleta seletiva de lixo, é preciso separar os 
plásticos, vidros, metais, papel. Isso é um processo de catação de uma mistura 
heterogênea de sólidos. Quando, em casa, separamos o feijão das pedras e outras 
impurezas, também é um processo de catação. 
 
 
 
 
Figura 1-7: Processo de catação em centro de reciclagem. 
FONTE: http://www.infoescola.com/quimica/catacao/ 
 
• Peneiração: é um processo que utiliza peneiras. Essas peneiras possuem 
malhas que separam os componentes de acordo com o tamanho. É um processo 
http://www.infoescola.com/quimica/catacao/
19 
 
 
 
 
utilizado na construção civil e no garimpo, por exemplo. 
 
 
 
Figura 1-8: Processo de separação utilizando peneiras. 
FONTE:http://alunosonline.uol.com.br/quimica/metodos-separacao-
misturas-comuns-no-cotidiano.html 
 
• Levigação: este processo utiliza uma corrente de água para separar corpos mais 
densos de corpos menos densos, que são arrastados pela água. Muito utilizado no 
garimpo. 
 
 
Figura 1-9: separação do ouro e areia 
FONTE: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/metodos-separacao-misturas-
comuns-no-cotidiano.html 
 
• Flotação: neste processo, um líquido é utilizado para separar sólidos de 
densidades diferentes. Este método é utilizado em estações de tratamento de água. 
20 
 
 
 
 
 
 
Figura 1-10: Tratamento de água. 
FONTE: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/flotacao.html 
 
 
• Ventilação: este processo também separa sólidos de densidades diferentes 
através da passagem de uma corrente de ar sobre a mistura. É utilizado na 
separação das cascas de arroz antes do envase. 
 
 
Figura 1-11: Máquina de beneficiar arroz e outros cereais usa o princípio da ventilação 
para separar a casca dos grãos. 
FONTE: http://dicionarioquimicamentefalando.blogspot.com.br/2014/07/separacao-de- 
misturas.html 
 
• Imantação: quando a mistura contém metais, utiliza-se um ímã para atraí-los. 
Esse processo é usado também em processos de reciclagem, para separar do lixo 
objetos metálicos. 
http://dicionarioquimicamentefalando.blogspot.com.br/2014/07/separacao-de-misturas.html
http://dicionarioquimicamentefalando.blogspot.com.br/2014/07/separacao-de-misturas.html21 
 
 
 
 
 
 
Figura 1-12: Separação da limanha de ferro do pó de enxofre por imantação. 
FONTE: http://www.brasilescola.com/quimica/ 
 
 
• Dissolução fracionada: consiste em dissolver um dos componentes da mistura. 
Por exemplo, para separar uma mistura de sal e areia, utiliza-se água. O sal se 
dissolve e a areia fica depositada no fundo. Em seguida, basta despejar 
cuidadosamente a parte líquida contendo água e sal, que posteriormente serão 
separados por outros processos. 
 
 
Figura 1-13: Separação da areia do sal por dissolução fracionada. 
FONTE: http://emilycaroliny.blogspot.com.br/2015/03/separacao-de-misturas.html 
 
➢ Separação de misturas heterogêneas de sólidos e líquidos: Os processos de 
separação mais comuns neste caso são: 
 
• Filtração: processo muito usado em várias situações. Consiste em fazer a 
http://www.brasilescola.com/quimica/
http://emilycaroliny.blogspot.com.br/2015/03/separacao-de-misturas.html
22 
 
 
 
 
mistura atravessar um filtro permeável ao líquido, retendo a parte sólida. Filtros de 
água, coador de café, e processos laboratoriais utilizam a filtração. 
 
 
 
 
Figura 1-14: Filtração. A – Quando estamos “coando” o café, estamos realizando uma 
filtração comum; B – Filtração realizada em laboratório. 
FONTE: http://www.brasilescola.com/quimica 
 
 
• Decantação: consiste em deixar a mistura em repouso. Após certo tempo haverá 
a formação de fases que podem ser separadas posteriormente. É utilizado nas 
estações de tratamento de água, onde após a adição de produtos químicos para 
aglutinar partículas de areia e argila o sistema fica em repouso e as partículas 
pesadas formadas se decantam no fundo do tanque de decantação. 
 
 
Figura 1-15: Mistura heterogênea separada por decantação. 
FONTE: http://images.slideplayer.com.br/1/337046/slides/slide_3.jpg 
http://www.brasilescola.com/quimica
http://images.slideplayer.com.br/1/337046/slides/slide_3.jpg
23 
 
 
 
 
 
 
• Centrifugação: pode ser comparada a uma decantação acelerada. Ao girar 
rapidamente, as partículas sólidas se depositam no fundo do recipiente. Este 
processo é muito utilizado em laboratório de análises clínicas. 
 
 
 
 
Figura 1-16: Mistura heterogênea separada por centrifugação. 
FONTE: http://www.lookfordiagnosis.com/mesh_info.php?term=Centrifuga (adaptado). 
 
 
 
➢ Separação de mistura heterogênea de sólido e gás: Os processos de 
separação mais comuns neste caso são: 
 
 
• Filtração: para esse processo, o filtro deve ser permeável ao gás, retendo o 
sólido. Exemplos de utilização: em chaminés de algumas fábricas para reter material 
particulado, em aspirador de pó e ar condicionado. 
http://www.lookfordiagnosis.com/mesh_info.php?term=Centrifuga
24 
 
 
 
 
 
 
Figura 1-17: Exemplo aspirador de pó – um filtro retém as partículas sólidas 
separando-as da fase gasosa. 
FONTE: http://images.slideplayer.com.br/12/3785079/slides/slide_17.jpg 
 
 
• Decantação: o repouso deposita as partículas sólidas. Em casas fechadas, por 
exemplo, após certo tempo, os móveis ficam cobertos de poeira. 
 
 
Figura 1-18: Partículas sólidas decantadas sobre uma superfície. 
FONTE: Foto: Reprodução/EPTV 
• Câmara de poeira: é uma câmara com obstáculos que retém as partículas de 
poeira à medida que o ar atravessa. É muito utilizado em indústrias. 
http://images.slideplayer.com.br/12/3785079/slides/slide_17.jpg
25 
 
 
 
 
 
 
Figura 1-19: Processo utilizado para separar o ar da poeira. 
FONTE: FELTRE, Ricardo. Química. 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004. 3 v 
 
 
➢ Separação de mistura homogênea de sólido e líquido: Os processos de 
separação mais comuns neste caso são: 
 
• Evaporação: processo utilizado para se obter sal a partir da água do mar. A água 
é bombeada para tanques enormes e com o calor do Sol evapora, deixando no 
fundo apenas o sal, que é recolhido e tratado. 
 
 
Figura 1-20: Obtenção de sal a partir da evaporação da água do mar. 
FONTE: http://www.soq.com.br/conteudos/em/introducao/p8.php 
 
• Destilação simples: na evaporação, o líquido se perde durante o processo. Na 
destilação, o líquido pode ser recuperado, utilizando um destilador. 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/introducao/p8.php
26 
 
 
 
 
 
 
O líquido se aquece até sua temperatura de ebulição, se desprende da mistura e é 
resfriado no condensador, sendo recolhido. Veja na Figura 21 o esquema de uma 
montagem de destilação simples. 
 
 
 
 
Figura 1-21: Montagem de uma destilação simples. 
FONTE: FELTRE, Ricardo. Química. 6.ed. São Paulo: Moderna, 2004. 3 v 
 
 
 
➢ Separação de mistura homogênea de líquidos: 
 
 
• Destilação fracionada: é baseada no ponto de ebulição da substância pura, 
onde a temperatura permanece constante durante o processo de mudança de 
estado. Para que seja eficiente, os líquidos presentes na mistura devem apresentar 
no mínimo 10°C de diferença entre seus pontos de ebulição. A medida que a 
temperatura se eleva, os líquidos com ponto de ebulição mais baixo deixam a 
mistura e são recolhidos após o condensador. 
27 
 
 
 
 
 
Figura 1-22: Montagem de uma destilação fracionada. 
FONTE: https://pixabay.com/pt/destila%C3%A7%C3%A3o-fracionada-qu%C3%ADmica-161574/ 
 
 
➢ Separação de mistura homogênea de sólidos: 
 
 
• Fusão fracionada: as ligas metálicas são formadas pela mistura de diferentes 
elementos. Semelhante ao processo de destilação fracionada, neste caso considera- 
se o ponto de fusão das substâncias puras. A medida que a temperatura se eleva as 
substâncias com ponto de fusão mais baixo deixam a mistura e são recolhidas. 
 
 
 
 Figura 1-23: Esquema de fusão fracionada 
FONTE: https://www.estudopratico.com.br/separacao-dos-tipos-de-misturas-homogeneas-e-heterogeneas/ 
 
 
 
 
 
28 
 
 
➢ Separação de misturas homogêneas de gases: 
 
 
• Liquefação: inicialmente a mistura de gases é liquefeita, ou seja, transformada 
em líquido e em seguida é submetida a um processo de destilação fracionada. 
 
 
1.5 Referências 
 
ATIKINS, P., Princípios de Química- questionando avida moderna e o meio 
ambiente. 2a Edição. Editora Bookman, São Paulo, SP, 2001. 
KOTZ, J. C., TREICHEL, P., Química e Reações Químicas Volume 1.3a Edição. 
Editora LTC, Rio de Janeiro, RJ. 1998 
KOTZ, J. C., TREICHEL, P., Química e Reações Químicas Volume 2.3a Edição. 
Editora LTC, Rio de Janeiro, RJ. 1998. 
FELTRE, Ricardo. Química. Volume 1. 6.Edição. Editora Moderna, São Paulo, SP. 
2004. 
29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor da disciplina: Carlos Henrique Callegario Zacchi 
Material adaptado: Elisângela Aparecida da Silva 
Química Ambiental 1 
30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Meta 
 
A meta deste capítulo é mostrar o comportamento de gases, sólidos e 
líquidos quando dissolvidos em solventes líquidos. 
 
 
 
Objetivos 
 
Ao final desta aula, você deverá ser capaz de: 
✓ Identificar as diferenças entre os tipos de dispersões; 
✓ Conhecer as propriedades coligativas; 
✓ Entender como o número de partículas de solvente influencia e 
determina as propriedades coligativas. 
31 
 
 
 
 
2 SOLUÇÕES 
 
2.1 Tipos de Soluções 
 
As dispersões são misturas de duas ou mais substâncias onde as partículas de uma 
fase, a fase dispersa, se distribuem no meio de outra fase - a fase dispersante. 
Existem três tipos de dispersões: as soluções verdadeiras, as soluções coloidais e 
as suspensões. A diferença entre cada tipo de dispersão é o tamanho médio das 
moléculas dos constituintes. 
 
Solução é a mistura homogênea de duas ou mais substâncias, constituindo uma 
única fase. Denomina-se solvente o componente em maior quantidade, e o soluto, 
o componente em menor quantidade. Nas soluções pode haver mais de um soluto, 
mas apenas um solvente. 
 
Em nosso cotidiano, muitas soluções apresentam a água como solvente: sucos de 
fruta, refrigerantes, cerveja. Alguns produtos de uso doméstico podem apresentar 
solventesdiferentes da água, como por exemplo, os óleos lubrificantes, os líquidos 
limpadores. Outras misturas, ainda, não apresentam solventes líquidos. É o caso do 
ar que respiramos, constituído por uma solução dos gases nitrogênio, oxigênio, 
dióxido de carbono, vapor de água, além de outros gases em proporções muito 
pequenas. 
 
Quanto à solubilidade, as soluções podem ser: 
 
 
• Saturadas: quando a quantidade máxima possível do soluto dissolveu-se no 
solvente e a solução atingiu o equilíbrio. 
• Insaturada: quando a concentração do soluto dissolvido no solvente for menor 
que a concentração na saturação. 
32 
 
 
 
 
• Supersaturada: quando a quantidade de soluto dissolvido no solvente for maior 
que a concentração na saturação. 
 
Instintivamente, podemos prever que a adição de um soluto a um solvente deverá 
promover alterações nas propriedades do líquido. Na realidade, esta é a razão do 
preparo de diversas soluções. Ao adicionarmos um soluto a um solvente, estaremos 
alterando ou mesmo eliminando forças intermoleculares presentes. Um exemplo 
disso é a adição de fluido de radiador à água de resfriamento do motor de um carro. 
O fluido de radiador irá dificultar a ebulição da água, e nos climas mais frios, evitará 
o seu congelamento. Modificações de pontos de congelação e de ebulição de 
solventes puros são chamadas de propriedades coligativas, item que veremos mais 
adiante. 
 
Soluções verdadeiras são aquelas onde os constituintes apresentam dimensões 
inferiores a 1nm (lê-se 1 nanômetro, e equivale a 10-9metros). Além disso, não se 
observa sedimentação do soluto e suas partículas estão na forma de íons ou 
moléculas relativamente pequenas. São exemplos de soluções verdadeiras sal de 
cozinha ou açúcar com a água, etanol com água. 
 
Soluções coloidais, também chamadas simplesmente de colóides, são soluções 
heterogêneas onde as partículas dos constituintes apresentam tamanho médio entre 
1nm e 1µm (lê-se 1micromêtro e equivale a 10-6 metros). Essas soluções 
representam um estado intermediário entre uma solução verdadeira e uma 
suspensão. Elas têm grande importância em aplicações médicas e industriais. Entre 
os colóides encontramos alimentos comuns, como leite e gelatina; componentes 
biológicos, como sangue, humor vítreo, cristalino. 
 
Soluções coloidais são capazes de espalhas um feixe de luz incidente sobre elas. 
O espalhamento da luz por colóides é conhecido como efeito Tyndall. A Tabela 2-1 
mostra os tipos de colóides. 
33 
 
 
 
 
 
 
Tabela 2-1: Tipos de coloides 
 
Tipos Fase Dispersante Fase Dispersa Exemplos 
 
Aerossol 
Gás Líquido Nevoeiro, nuvens, névoa de aerossol 
Gás Sólido Fumaça, vírus atmosférico 
 
Espuma 
Líquido Gás Creme de barbear, creme batido 
Sólido Gás Espuma de borracha, pedra-pomes 
Emulsão Líquido Líquido Maionese, leite, cremes faciais. 
Sol Líquido Sólido Gordura, lama 
Gel Sólido Líquido Gelatina, queijo, manteiga 
 
Sol sólido 
 
Sólido 
 
Sólido 
Vidro leitoso, ligas de aço, gemas 
preciosas 
 
 
 
Suspensões são misturas heterogêneas, visíveis ao microscópio comum, onde as 
partículas dos constituintes apresentam tamanho superior a 1µm. As fases de uma 
dispersão podem ser separadas por filtração. Quando em repouso, as partículas 
sedimentam-se espontaneamente no fundo do vaso. 
 
 
2.2 Propriedades coligativas 
 
 
As propriedades de uma solução são chamadas de propriedades coligativas. Essas 
propriedades dependem do número de partículas de soluto na solução e não da 
natureza desse soluto. Elas expressam as diferenças entre as propriedades do 
solvente puro e da solução. 
As propriedades coligativas surgem do abaixamento do potencial químico do 
solvente como resultado da adição de soluto. São elas: pressão osmótica ou 
osmoscopia, tonoscopia, crioscopia, ebulioscopia. 
34 
 
 
 
 
2.2.1 Osmoscopia ou Pressão Osmótica 
 
Define-se por osmose o movimento de moléculas de solvente através de uma 
membrana semipermeável, no sentido da menor concentração de soluto para a 
região de maior concentração de soluto, conforme apresentado na Figura 2-1. Em 
outras palavras, osmose é à saída de solvente do meio menos concentrado para o 
meio mais concentrado. A pressão osmótica é a pressão contrária a este movimento 
de moléculas de solvente, no sentido de impedir a osmose. 
 
 
Figura 2-1: Osmose, um transporte passivo. 
FONTE: http://www.suapesquisa.com/o_que_e/osmose.htm 
 
 
A osmose acontece em diversos sistemas da natureza. Nas células do corpo 
humano, a osmose é um processo de extrema importância. A concentração de sais 
nas células, por exemplo, é controlada pelo sistema de osmose. Como não ocorre 
gasto de energia, a osmose é considerada um tipo de transporte passivo. 
 
Em animais, a membrana plasmática é considerada imperfeita quanto à semi- 
permeabilidade, pois como não é atravessada apenas pela água, permitindo 
também a passagem de outras substâncias como íons de sódio e potássio, é 
possível a ocorrência de osmose por transporte passivo. Quando permite a 
passagem de uma grande quantidade de água (meio hipotônico), pode resultar em 
ruptura da célula. Um exemplo clássico é a ruptura das hemácias conhecidas como 
http://www.suapesquisa.com/o_que_e/osmose.htm
35 
 
 
 
 
hemólise, conforme exemplificado na Figura 2-2. Quando ao contrário, há uma 
grande saída de água (meio hipertônico) a célula se enruga. 
 
 
Figura 2-2: Hemólise de uma hemácia. 
FONTE: http://universofx.blogspot.com/2010/04/vandalos-hemoliticos.html 
 
 
Considerando duas soluções A e B, se ambas apresentam a mesma concentração 
global de íons, a entrada e saída de solvente entre elas possui a mesma velocidade, 
elas são ditas isotônicas. Se a solução A apresenta concentração de íons menor 
que a solução B, o solvente se movimentará de A para B, e A é dita hipotônica em 
relação a B. Se, por outro lado, a solução A possui concentração de íons maior que 
B, o solvente se movimentará de B para A, e A é dita hipertônica em relação a B, 
conforme observado na Figura 2-3. Essas relações têm grande importância para 
profissionais da área de saúde. 
 
Figura 2-3: Osmose: Meio Isotônico, Meio Hipotônico e meio Hipertônico. 
FONTE: http://www.maph49.galeon.com/memb1/solutions.html 
Hipertônica 
 
 
Hipotônica 
 
 
 
 
Isotônica 
http://universofx.blogspot.com/2010/04/vandalos-hemoliticos.html
http://www.maph49.galeon.com/memb1/solutions.html
36 
 
 
 
 
Do ponto de vista molecular, uma membrana semipermeável não é barreira para o 
movimento de moléculas de água, que podem ir e vir nos dois sentidos. Quando a 
solução contém moléculas maiores, como moléculas de açúcar e moléculas de 
proteínas, por exemplo, o número de moléculas de água que atingem a membrana 
durante um certo tempo, é menor no lado onde há solução. Com o tempo, mais 
moléculas de água passam através da solução no sentido da água pura para a 
solução, do que no sentido oposto. O deslocamento das moléculas acontece da 
região de maior concentração de água (baixa concentração de soluto), para a região 
de menor concentração de água (maior concentração de soluto). Isso acontece com 
qualquer solvente, desde que a membrana utilizada permita a passagem apenas às 
moléculas do solvente, barrando as moléculas de soluto. 
 
Após certo tempo, o sistema atinge o equilíbrio, pois, à medida que a osmose 
avança, a água dilui a solução e a pressão nesta contrabalança a pressão da água 
que entra, cessando o movimento. Essa pressão exercida pela solução no sistema 
em equilíbrio recebe o nome de pressão osmótica (π), e pode ser medida pela 
seguinte relação: 
 
 
Π= cRT 
(Equação 1) 
 
 
 
 
Em que R é a constante dos gases ideais (0,082057L.atm/K.mol) e T é a 
temperatura absoluta em Kelvin (K). Tal relação é uma analogia à lei dos gases 
ideais; 
PV = nRT 
(Equação 2) 
 
 
 
Quando substituímos P por π e sendo c corresponde a n/V (número de mols/volume 
desolução). 
37 
 
 
 
 
Exemplo: Qual é a pressão exercida por uma solução de concentração 0,10M (lê-se 
0,10 molar), a 25 ºC? 
 
π = (0,10mol/L).(0,0821L.atm/K.mol).(298K) = 2,4 atm 
 
 
Obs: A relação que converte 25°C para Kelvin é: 
 
T(Kelvin) = 273 + T(Celsius) 
 
Os cálculos de concentração molar serão explicados futuramente. 
 
 
2.2.2 Tonoscopia 
 
 
(Equação 3) 
 
 
A tonoscopia é a diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente quando a 
ele é adicionado um soluto não volátil. 
 
A pressão de vapor do solvente puro sempre será maior do que a pressão de vapor 
da solução, pois o soluto “rouba” energia cinética das moléculas de solvente, 
funcionando como uma barreira que dificulta a movimentação das moléculas do 
solvente líquido para a fase gasosa. 
 
Podemos admitir que a pressão de vapor na superfície da solução, Psolvente, seja 
proporcional à fração molar do solvente, Xsolvente. 
Psolvente= Xsolvente × K 
 
Em que K é uma constante de proporcionalidade. 
 
 
Se considerarmos o solvente puro, a equação 2.4 fica: 
 
P0solvente= Xsolvente × K 
(Equação 4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Equação 5) 
38 
 
 
 
 
 
 
Em que P0solvente é a pressão de vapor do solvente puro, Xsolvente fração molar e K 
é igual à pressão de vapor do solvente puro. 
 
A substituição de K na equação 4 leva à Lei de Raoult: 
 
Psolvente= Xsolvente× P0solvente 
 
 
(Equação 6) 
 
 
A lei de Raoult é uma descrição de modelo simplificado das soluções. Uma solução 
ideal é aquela que obedece à lei de Raoult. A maioria das soluções não é ideal, 
entretanto, a lei de Raoult pode ser usada com boa aproximação para estudar o 
comportamento das soluções em geral. 
 
Aplicação da Lei de Raoult: O etilenoglicol é um componente de líquidos 
anticoagulantes para motores, fluidos de freio, além de solvente na indústria de 
tintas e de fibras sintéticas. Se 800g de etilenoglicol forem dissolvidos em 1,50kg de 
água, qual será a pressão de vapor da água na solução a 90oC? DADO: A pressão 
de vapor da água pura a 90°C é de 525,8mmHg. 
 
Primeiro temos que calcular o número de mols de água e de etilenoglicol e, em 
seguida a fração molar da água. 
 
Conversão de unidades: 
 
1 Kg = 1000g 
1,50 kg = 1500g 
1 mol de água (H2O) = 18,02g 
1 mol de etilenoglicol ( C2H4(OH)2) = 62,07g 
39 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora, calculamos a fração molar da água (xágua): 
 
 
 
𝐹𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑎 á𝑔𝑢𝑎 = 
83,2(𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎) 
 
 
83,2 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎) + 13,0(𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑒𝑛𝑜𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑙) 
 
 
 
 
Pela Lei de Raoult, Págua = Xágua . P0água, então: 
Págua = (0,87)(525,8mmHg)= 457,5mmHg 
Pressão de vapor da água pura a 90°C sem etilenoglicol = 525,8 mmHg 
Pressão de vapor da água pura a 90°C com etilenoglicol = 457,5 mmHg 
Comparando com o valor da pressão de vapor da água pura, à 90°C, a adição de 
etilenoglicol reduziu a pressão de vapor em 11%. 
 
Obs: Os cálculos de fração molar, molaridade serão explicados oportunamente. 
 
 
2.2.3 Ebulioscopia 
 
A ebulioscopia é o aumento da temperatura de ebulição de um líquido quando a ele 
é adicionado um soluto não volátil. Segundo a lei de Raoult, a pressão de vapor do 
solvente em uma solução é menor que a pressão de vapor dele puro. Logo, pode-se 
inferir que o ponto de ebulição do solvente puro deverá ser maior que seu ponto de 
40 
 
 
 
 
ebulição na solução, pois o soluto “segura” as moléculas de solvente, dificultando 
sua passagem para o estado gasoso. Pela lei de Raoult, a pressão de vapor do 
solvente puro é maior que a pressão de vapor do solvente em uma solução, então, é 
intuitivo que ocorra uma elevação em seu ponto de ebulição, quando em solução. 
 
A elevação ebulioscópica, ∆teb, pode ser determinada pela seguinte relação: 
(Equação 7) 
Δteb = keb× msoluto 
 
A constante de proporcionalidade Keb, neste caso recebe o nome de constante 
ebulioscópica e corresponde à elevação de temperatura provocada pela 
concentração de 1 mol do soluto, e é característica de cada solvente. 
 
Na equação 7, m se refere à molalidade da solução (que também pode ser 
representada pela letra W), que será estudada posteriormente. Não é possível 
calcular diretamente o ponto de ebulição, por se tratar de uma solução, mas a 
equação 7 fornece a variação do valor. 
 
Veja o seguinte exemplo: Qual será a temperatura de ebulição de uma solução 
aquosa contendo 20g de glicose (C6H12O6) dissolvidos em 100g de água? Dados: 
keb da água é de 0,5121°C/m. 
 
 
Conversão de unidades: 
1 mol de água (H2O) = 18,02g 
1 mol de glicose (C6H12O6) = 180,0g 
1 mol C6H12O6 ---------- 180,0 g 
x ---------- 20,0 g 
x = 0,11 mol de glicose 
 
Então, temos 0,11 mol de glicose em 0,100 kg de água, o que nos informa a 
concentração do soluto: 
 
 
0,11 mol C6H12O6 ---------- 100,0 g de H2O 
x ---------- 1000 g de H2O 
x = 1,1 molal de glicose 
41 
 
 
 
 
 
 
Assim, a elevação ebulioscópica da água é de: 
 
 
Δteb = keb× msoluto 
Δteb = 0,5121ºC/m x 1,1 molal = 0,563ºC 
 
A temperatura de ebulição da água pura é de 100°C. Com uma variação de 0,563°C, 
o valor da temperatura de ebulição da solução é de 100,56°C. 
 
2.2.4 Crioscopia 
 
A crioscopia é o abaixamento do ponto de congelação de um líquido quando a ele é 
adicionado um soluto não volátil. 
 
O abaixamento crioscópico, ∆tf, é dado por uma relação semelhante à elevação 
ebulioscópica: 
Δtf =kf × msoluto 
(Equação 8) 
 
 
Neste caso, Kf é a constante crioscópica do solvente, e também é específica para 
cada solvente. 
 
Em países com clima muito frio, pode haver congelamento da água em 
encanamentos domésticos e em sistema de refrigeração de veículos. Para se 
prevenir isso, habitualmente adiciona-se anticongelante tanto em tanques de água 
como em sistemas de refrigeração de veículos. 
 
Vejamos um exemplo: Que volume de fluido anticongelante deve ser adicionado em 
um tanque com 4 kg de água para que seu ponto de congelamento seja reduzido de 
10°C? Dados: ∆tf= 10°C e o valor de kf da água é de -1,86°C/m. 
42 
 
 
 
 
 
 
Para encontrar a concentração da solução basta substituir os valores de ∆tf e kf na 
equação 2.8. 
 
Δtf = kf × msoluto 
10°C = -1,86°C/m x msoluto 
msoluto = 10°C / 1,86°C/m 
msoluto = 5,38 m 
 
 
A concentração molal encontrada é lida da seguinte forma: 5,38 mol de etilenoglicol 
por 1 kg de água. A massa de água dada é de 4kg, então: 
 
5,38 mol de etilenoglicol ---------- 1,0 Kg de H2O 
x ---------- 4,0 K g de H2O 
x = 21,5 mol de etilenoglicol 
 
 
A massa molar do etilenoglicol é 62,07g/mol, então, para o número de mols 
encontrado acima temos uma massa de: 
 
1,0 mol de etilenoglicol ---------- 62,07 g 
 
21,5 mol de etilenoglicol ---------- x g 
 
x = 1334,5 g de etilenoglicol 
 
 
 
A densidade do etilenoglicol é de 1,11kg/L, o que nos fornece um volume de fluido 
anticongelante de: 
 
Conversão de unidades: 
1334,5 g = 1,3345 Kg 
43 
 
 
 
 
 
 
 
𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 
 
 
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 
(Equação 9) 
 
 
 
 
Volume do fluido = 1,3345kg/1,11kg/L 
Volume de fluido = 1,202 L 
 
 
2.3 Cálculo das Concentrações das Soluções 
 
 
As concentrações das soluções podem ser obtidas de formas diferentes, de acordo 
com a necessidade. As formas mais utilizadas de se obter a concentração de uma 
solução são a fração molar, molaridade, molalidade e parte por milhão. 
 
2.3.1 Fração Molar 
 
A fração molar de um componente A, XA, em uma solução, é o quociente entre o 
número de mols de A e a soma total do número de mols de todos os componentes 
da solução. Considere uma solução composta por A, B e C. A fração molar de A, XA 
é dada por: 
 
 
𝑋𝐴 = 
 
𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴 
 
 
𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴 + 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐵 + 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶 
(Equação 10) 
 
O número de mols de uma substância é dado por: 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐴 
 
 
(Equação 11) 
𝑛 = 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎r
 
𝑑𝑒 𝐴 
 
44 
 
 
 
 
 
 
A massamolar (MM) é dada pela soma das massas dos elementos que formam a 
substância, multiplicada pelo índice do elemento. 
 
Veja o exemplo: Uma solução contém 2 mols de etanol e 18 mols de água. Qual é a 
fração molar de cada componente desta mistura? 
 
Unidades: MM do hidrogênio= 1g/mol; MM do oxigênio = 16g/mol. 
Massa da água (H2O) = 2x (massa molar do hidrogênio) + massa molar do oxigênio. 
MM da água = 18 g/ mol 
 
𝑋𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 
2,0 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 
2,0 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 + 18 𝑚𝑜𝑙á𝑔𝑢𝑎 
2 
= 
20 
 
= 0,100 
 
 
𝑋á𝑔𝑢𝑎 = 
18 𝑚𝑜𝑙á𝑔𝑢𝑎 
2,0 𝑚𝑜𝑙 + 18 𝑚𝑜𝑙 
 
= 0,9 
𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 á𝑔𝑢𝑎 
 
 
 
 
A soma das frações molares de todos os componentes da solução é sempre igual a 
1. 
(Equação 12) 
 
𝑋𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 + 𝑋á𝑔𝑢𝑎 = 1 
 
 
 
 
2.3.2 Molalidade 
 
Molalidade (W) é o quociente do número de mols de soluto por quilograma do 
solvente. 
45 
 
 
 
 
 
 
𝑊 = 
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝑘𝑔) 
(Equação 13) 
 
 
Exemplo: Uma solução é preparada dissolvendo-se 5 g de NaNO3 em 2000 g de 
água. Qual é a molalidade da solução? (Massa molar do Na= 23 g.mol-1, massa 
molar do N = 14 g.mol-1; massa molar do O= 16 g.mol-1). 
Dados: MM do Sódio (Na) = 23,0 g; MM do Nitrogênio (N) = 14,0 g; MM do Oxigênio 
(O) = 16,0 g. 
 
Cálculo da MM do Nitrato de sódio (NaNO3) = 23,0 + 14,0 + (3 x 16,0) = 85,0 g. 
Inicialmente calculamos o número de mols (n) de NaNO3: 
1,0 mol de NaNO3 ---------- 85,0 g 
 
X mols ---------- 5,0 g 
 
x = 0,06 mols NaNO3 
 
 
Substituindo este valor na equação da molalidade temos: 
 
 
 
O valor encontrado acima pode ser calculado por regra de três: 
 
0,06 mol de NaNO3 ---------- 2,0 kg 
 
X mols ---------- 1,0 Kg 
 
x = 0,03 molal de NaNO3 
46 
 
 
 
 
A maior vantagem de se trabalhar com a molalidade é que ela independe da 
temperatura, enquanto a molaridade tem seu valor alterado de acordo com a 
temperatura. 
 
2.3.3 Molaridade 
 
A molaridade (M) ou concentração molar de uma solução é definida pelo quociente 
entre o número de mols (n) do soluto e o volume em litros (L) da solução. Apesar de 
ser uma muito útil em cálculos estequiométricos, é inconveniente no trabalho com 
propriedades coligativas, já que seu valor varia com a temperatura. 
 
 
𝑀𝑚𝑜𝑙𝑠/𝐿 = 
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜(𝐿) 
(Equação 14) 
 
 
A concentração comum (C), ou simplesmente concentração de uma solução difere 
da concentração molar por utilizar a massa em gramas do soluto no lugar do número 
de mols do soluto. Sua unidade é g/L. Assim: 
 
 
𝐶(g/L) = 
𝑚(𝑔) 
 
 
𝑉(𝐿) 
(Equação 15) 
 
 
Exemplo: Qual é a concentração de uma solução que contém 30,0g de soluto em 1L 
de solução? 
 
 
𝐶 = 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
= 
 
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
 
Exemplo: Qual é a molaridade de uma solução que contém 30g de NaCl em 500mL 
de água? 
=
30,0 𝑔
1,0 𝐿
= 30,0 𝑔/𝐿 
47 
 
 
 
 
Dados: MM Sódio (Na) = 23,0 g; MM Cloro (Cl) = 35,5 g; V = 500 mL = 0,500 L. 
 
 
Inicialmente calcula-se a massa molar (MM) da substância NaCl: 
 
 
MM NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol; 
 
 
Agora, calcula-se o número de mols (n): 
 
 
𝑛𝑁𝑎𝐶𝑙 = 
𝑚𝑁𝑎𝐶𝑙 
𝑀𝑀𝑁𝑎𝐶𝑙 
30,0 𝑔 
= 
58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
= 0,51 𝑚𝑜𝑙 
 
 
O valor encontrado acima pode ser calculado por regra de três: 
 
 
1 mol de NaCl ---------- 58,5 g 
 
X mols ---------- 30,0 g 
 
x = 0,51 mol de NaCl 
 
 
Com estes valores já é possível calcular o valor da molaridade (M) da solução dada. 
 
 
𝑀 = 
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
0,53 𝑚𝑜𝑙 
= 
0,500 𝐿 
 
= 1,02 mol/L 
 
 
Cálculo por regra de três: 
 
 
0,51 mol de NaCl ---------- 0,500 L 
 
X mols ---------- 1,0 L 
 
x = 1,02 mol/L de NaCl 
48 
 
 
 
 
Exemplo: Calcule a concentração e a molaridade de uma solução contendo 5g de 
H2SO4 em um volume de 5L. (Dado: 1 mol de H2SO4 = 98g). 
 
 
𝐶 = 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
= 
 
 
5,0 𝑔(𝐻2𝑆𝑂4) 
5,0 𝐿 
= 1,0 𝑔/𝐿 
V𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
 
Ou, 
 
5,0 g de H2SO4 ---------- 5,0 L 
 
X g ---------- 1,0 L 
 
x = 1,0 g/L de H2SO4 
 
Para a molaridade: 
 
 
𝑛H2SO4 = 
5,0𝑔 
98,0 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
= 𝟎, 𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍
 
 
 
𝑀 = 
𝑛H2SO4 
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
0,05 𝑚𝑜𝑙 
= 
5,0 𝐿 
= 𝟎, 𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 
 
 
Resolução 2, por regra de três: 
 
 
49 
 
 
 
 
Esse exemplo mostra a diferença de valores entre a concentração comum e a 
molaridade de uma solução. 
 
2.3.4 Percentagem ponderal 
 
Calcular a concentração em percentagem ponderal (porcentagem por peso) é 
simplesmente dividir a massa do soluto pela massa da solução e, em seguida, 
multiplicar o resultado por 100. No caso do exemplo anterior, a percentagem 
ponderal do nitrato de sódio (NaNO3) é dada por: 
 
 
𝑃𝑒𝑠𝑜 
= 
5,0 𝑔 NaNO3 
 
100 = 0,2 𝑝𝑜𝑛𝑑𝑒𝑟𝑎𝑙 
NaNO3 
 
5,0 𝑔 NaNO32000 𝑔 á𝑔𝑢𝑎 
 
 
A concentração em percentagem pode ser expressa em peso/peso (p/p), 
peso/volume (p/V), e volume/volume (V/V). Então: 
 
 
𝑃𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑝/𝑝 = 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
𝑥 100 
(Equação 16) 
 
 
 
𝑃𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑝/𝑣 = 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
 
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
𝑥 100 
(Equação 17) 
 
 
 
𝑃𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑣/𝑣 = 
 
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑚𝐿𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
 
 
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
𝑥 100 
(Equação 18) 
 
 
 
ATENÇÃO: Para percentuais em p e v, as unidades utilizadas devem ser iguais 
tanto no numerador quanto no denominador. 
50 
 
 
 
 
2.3.5 Partes por milhão (ppm) 
 
As soluções naturais, em geral, são muito diluídas. Expressar a concentração 
dessas soluções através de porcentagem é inconveniente, dado o uso de muitos 
zeros e potências de 10. Assim, os químicos, neste caso, alteram frequentemente o 
multiplicador. 
 
Exemplo: O hidrogenossulfato de sódio (NaHSO4) é uma substância química 
utilizada para ajustar o pH da água de piscinas. Qual é a concentração de íons Na+ 
em ppm, quando adiciona-se 400g de NaHSO4 em uma piscina com 5,0x105 litros 
de água? (Dados: Na= 23 g.mol-1; H= 1 g.mol-1; S= 32 g.mol-1; O=16 g.mol-1) 
Este problema deve ser resolvido em duas etapas. Na primeira etapa, calculamos a 
quantidade de íons Na+ em 400g de NaHSO4. 
Dados: MM Sódio (Na) = 23,0 g; MM Hidrogênio (H) = 1,0 g; MM Enxofre (S) = 32,0 
g; MM Oxigênio (O) = 32,0 g; MM NaHSO4 = 120,0 g 
 
Fazendo uma regra de três simples: 
 
 
120,0 g de NaHSO4 ---------- 23,0 g Na+ 
400,0 g NaHSO4 ---------- X g de Na+ 
x = 77,0 g = 77000 mg Na+ 
 
 
Utilizando este valor de íons sódio, podemos agora calcular a concentração em 
ppm de íons Na+. A concentração em ppm equivale a mg/L. 
 
 
𝑝𝑝𝑚𝐍𝐚+ = 
77000 𝑚𝑔 
5,0 𝑥 105𝐿 
= 0,15
 
51 
 
 
 
 
2.4 Referências 
 
KOTZ, J. C., TREICHEL, P., Química e Reações Químicas Volume 1.3a Edição. 
Editora LTC, Rio de Janeiro, RJ. 1998 
KOTZ, J. C., TREICHEL, P., Química e Reações Químicas Volume 2.3a Edição. 
Editora LTC, Rio de Janeiro, RJ. 1998 
52 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor da disciplina: Carlos Henrique Callegario Zacchi 
Material adaptado: Elisângela Aparecida da Silva 
Química Ambiental 1 
53 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Meta 
 
 
O principal objetivo deste capítulo é apresentar as características do 
estado de equilíbrio bem como introduzir os processos reversíveis e 
irreversíveis. 
 
 
Objetivos 
 
 
Ao final desta aula o aluno deverá ser capaz de: 
✓ Compreender o que representa o estado de equilíbrio; 
✓ Escrever a expressão da constante de equilíbrio para uma reação 
química; 
✓ Identificar quando uma reação química é reversível e quando uma 
reação química é irreversível; 
✓ Calcular a constante de equilíbrio de uma reação química; 
✓ Aplicar o princípio de Le Chatelier para prever o efeito de uma 
perturbação sobre um sistema reacional em equilíbrio. 
54 
 
 
 
 
3 EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
O conceito de equilíbrio abrange as mais diferentes áreas. Buscamoso equilíbrio em 
nossas relações pessoais, tanto familiares quanto profissionais; países buscam o 
equilíbrio em suas relações econômicas; os diversos componentes ambientais 
buscam o equilíbrio para manter a harmonia dos ecossistemas. Todas estas ações 
estão sob a atuação de forças dinâmicas que podem alterar rapidamente o 
equilíbrio. O estudo do equilíbrio de reações químicas além de ser fundamental 
dentro do contexto da Química, tem vasta aplicação em processos industriais. 
 
 
3.1 Reações Químicas 
 
 
Uma reação química é a transformação de uma ou mais substâncias em outras 
substâncias, sem que ocorra modificação dos elementos químicos envolvidos. Nas 
transformações físicas, nem os elementos e nem as substâncias químicas são 
transformadas. Em processos nucleares, ocorre a transformação do elemento 
químico. 
 
Para que a reação química aconteça é necessário que exista afinidade entre os 
reagentes. As funções químicas determinam a afinidade entre os reagentes, e as 
transformações podem ser observadas experimentalmente. Uma função química é 
um grupo de substâncias compostas que possuem propriedades semelhantes, 
propriedades estas denominadas de propriedades funcionais. As funções químicas 
são divididas, segundo a química clássica. O critério de classificação de uma 
substância considera o tipo de íons que se formam quando a substância é dissolvida 
em água. São quatro os tipos de funções inorgânicas: ácido, base, sal e óxido. As 
funções orgânicas possuem uma cadeia carbônica e os compostos incluídos nestas 
funções são chamados de compostos orgânicos. 
Ao misturarmos duas ou mais substâncias elas que podem reagir entre si e duas 
situações são possíveis: 
55 
 
 
 
 
 
 
• A reação ocorre com o consumo completo das substâncias, chamadas de 
reagentes, havendo a conversão total delas em outras substâncias denominadas 
produtos. 
• Os reagentes não se convertem totalmente em produtos. Neste caso, as 
concentrações dos reagentes diminuem ao longo de certo tempo, teq, e atingem um 
valor constante a partir daí, ou seja, a reação atingiu o equilíbrio químico. Atingir o 
equilíbrio não significa que a reação parou de ocorrer. Quando um sistema atinge o 
equilíbrio as velocidades da reação e a velocidade da reação inversa são iguais, 
porém opostas. A Figura 3-1 mostra a variação nas concentrações de reagentes e 
produtos durante uma reação química. 
 
 
 
 
Figura 3-1: Variação da concentração de reagentes e produtos de uma reação 
química. 
 
As reações químicas são descritas pelas equações químicas, que apresentam as 
fórmulas químicas dos reagentes e dos produtos. O primeiro membro de uma 
equação química mostra os reagentes e o segundo membro mostra os produtos. 
56 
 
 
 
 
Reagentes → Produtos 
 
 
As fórmulas químicas mostram quais átomos estão presentes na substância química 
e sua quantidade. As fórmulas químicas podem ser: 
 
• Fórmula centesimal: expressa a percentagem em massa de cada elemento na 
molécula. Por exemplo, a fórmula centesimal da glicose é: C: 40%; H: 6,66%; 
O:53,33%. 
 
• Fórmula empírica: é obtida pelo quociente entre a percentagem em massa do 
elemento e a massa atômica deste elemento. No caso da glicose temos: 
 
 
Efetuando a divisão, a fórmula empírica da glicose fica: 
 
• Fórmula mínima: obtida pela divisão de todos os coeficientes pelo menor deles, 
deixando os coeficientes inteiros. Assim, a fórmula mínima da glicose fica C1H2O1. 
 
• Fórmula molecular: indica quantos átomos de cada elemento estão presentes 
em cada molécula de uma substância. É obtida pelo quociente da massa molecular 
pela massa da fórmula mínima e os coeficientes multiplicados pelo número 
resultante. A massa molecular da glicose é 180. A massa da fórmula mínima é 30. O 
quociente entre elas é 6. Multiplicando os coeficientes por 6, a fórmula molecular da 
glicose fica C6H12O6. 
57 
 
 
 
 
 
 
3.2 Estequiometria 
 
 
Antes de iniciarmos o estudo do equilíbrio químico, precisamos conhecer os cálculos 
estequiométricos. A estequiometria apresenta grande relevância no cotidiano de 
indústrias e laboratórios, locais onde a todo momento é preciso obter a quantidade 
de reagentes necessária a uma reação química, prevendo-se a quantidade de 
produtos obtida em determinadas condições previamente estabelecidas. 
 
A palavra estequiometria vem do grego stoicheion, que significa elemento, e 
metron, que significa medida. Assim, estequiometria significa medida dos elementos 
químicos, ou seja, as quantidades de cada elemento químico envolvidas em uma 
reação química. Essas quantidades de reagentes e/ou produtos podem ser 
calculadas em mols, em massa, em volume, em número de átomos e em número de 
moléculas. 
 
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes de uma reação química e 
fornecem as razões nas quais os mols de uma substância reagem e quantos mols 
são formados. Uma equação química balanceada fornece as relações quantitativas 
entre todos os reagentes e produtos. As reações químicas se baseiam em duas leis 
fundamentais: 
 
• Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas: Em qualquer sistema, 
seja ele físico ou químico, a massa do produto é igual à soma das massas dos 
reagentes, ou seja, não se cria e nem se elimina matéria, ela é transformada durante 
o processo. 
 
A lei de Lavoisier explica um de nossos mais graves problemas atuais, a poluição 
ambiental. Como não podemos consumir a matéria até sua completa aniquilação, os 
resíduos gerados em todas as atividades dos seres vivos tendem a se acumular na 
54 
 
 
 
 
 
 
natureza, mas esses resíduos podem ser transformados e posteriormente 
reutilizados. Considere a reação entre o hidrogênio e o oxigênio para a formação da 
água. 
 
 
 
Os algarismos destacados são chamados de coeficientes estequiométricos. Neste 
caso, o número 1 foi evidenciado apenas para ilustrar o exemplo, pois não é usual 
explicitá-lo nas reações químicas. 
 
Agora, observe, na Tabela 3-1, os valores experimentais obtidos para a formação da 
água. 
 
 
Tabela 3-1: Valores experimentais obtidos para a formação da água 
 
Hidrogênio 
(g) 
Oxigênio 
(g) 
Água 
(g) 
30 60 90 
8 16 24 
1 2 3 
 
 
 
Para cada reação, a massa de água obtida é igual à massa dos reagentes. 
 
 
• Lei de Proust ou Lei das Proporções definidas: Independente do processo 
químico empregado na obtenção de uma substância, a proporção em massa dos 
elementos participantes da reação é sempre constante. A Lei de Proust permite 
prever as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. 
55 
 
 
 
 
 
 
Para a reação de formação da água, e considerando a Tabela 3-1, obtém-se a 
Tabela 3-2, de proporções dos elementos. 
 
 
Tabela 3-2: Proporções dos elementos na reação de formação da água. 
 
 
mO/mH 
 
mágua/mH 
 
mágua/mO 
60/30=2 
 
 
16/8=2 
 
 
2/1=2 
90/30 
 
 
24/8=3 
 
 
3/1=3 
90/60=1,5 
 
 
24/16=1,5 
 
 
3/2=1,5 
 
 
 
Como já mencionado anteriormente, a massa molecular de uma substância é a 
soma da massa de todos os átomos presentes na fórmula, com seus respectivos 
índices. Outra medida muito usada na química é o mol. Um mol de uma substância 
equivale a 6,02 x 1023 partículas daquela substância. Relacionando mol e massa, 
temos que massa molar é a massa em gramas de 1 mol de substância (g/mol ou 
g.mol-1). O número 6,02x1023 é chamado de número de Avogadro. 
 
 
Figura 3-2: Conservação de massas 
x = 216,0 g de H2O 56 
 
 
 
 
 
 
Uma equação química estará corretamente escrita apenas depois que o acerto dos 
coeficientes químicos for efetuado, assim, a equação terá significado quantitativo. 
Para efetuarmos os cálculos estequiométricos os seguintes passos devem ser 
seguidos: 
 
1- Escreva a equação química envolvida. 
2- Acerte os coeficientes da equação. 
3- Relacione os coeficientes com mols, para obter uma proporção inicial em 
mols. 
4- Estabeleçauma regra de três simples entre o dado e a pergunta do 
problema. 
 
Vejamos um exemplo simples, envolvendo a reação de formação da água. 
Exemplo: Que massa de água, em gramas, será produzida a partir de 24g de H2(g)? 
1 - Escrever a reação química: 
 
 
2 - Balancear a equação química: 
 
 
Segundo a nossa equação química, 1 mol de H2(g) fornece 1mol de H2O(g), ou, 
trabalhando diretamente com as massas, 2g de H2(g) fornecem 18g de H2O(g). Então: 
 
 
2,0 g de H2 ---------- 18,0 g H2O 
 
24,0 g H2 ---------- X g 
57 
 
 
 
 
 
Exemplo: Reação de combustão do etanol (C2H6O). Nas reações de combustão, um 
dos reagentes é o oxigênio. Quando a reação é completa, os produtos formados são 
água e gás carbônico. 
 
 
 
 
Ao estabelecermos a proporção em mols, qualquer cálculo pode ser realizado, 
envolvendo reagentes e produtos, combinando as relações de várias maneiras. 
 
 
 
Exemplo: Qual a quantidade em gramas de nitrogênio (N2) será consumida para se 
produzir 500g de amônia? 
 
1 - Escrevendo a reação: N2 + H2  NH3 
2 - Balanceando a equação: N2 + 3 H2  2 NH3 
58 
 
 
 
 
 
 
34,0 g de NH3 ---------- 28,0 g N2 
 
500 g de NH3 ---------- X g 
 
x = 412,0 g de N2 
 
 
Resposta: Serão consumidos 412,0 g de N2. 
 
 
3.2.1 Cálculos estequiométricos envolvendo substâncias gasosas 
 
Até agora, os cálculos apresentados relacionavam apenas as massas ou número de 
mols de substâncias. Os cálculos estequiométricos podem ser aplicados a qualquer 
estado de agregação de uma substância (sólido, líquido ou gás). 
 
 
Figura 3-3: Relação molar das substâncias 
 
 
 
Quando a reação envolve substâncias gasosas, é usual estabelecer a relação entre 
volumes de reagentes e entre reagentes e produtos. 
59 
 
 
 
 
 
A Lei de Avogadro estabelece que "o volume ocupado por um gás, sob pressão e 
temperatura constantes é diretamente proporcional ao seu número de moléculas". 
 
A relação molar estabelece que os problemas envolvendo cálculos 
estequiométricos sempre se referem às CNTP. Podemos ainda, ter condições 
ambientais. Nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão) o valor da 
pressão é 1 atm (1 atmosfera) e a temperatura é de 273K (273 Kelvin) o que 
equivale à 0oC. Nas condições ambientais a pressão é de 1atm e a temperatura é de 
298K, equivalente a 25oC. 
 
No caso da reação de formação da água, exemplificado anteriormente, podemos 
calcular, por exemplo, o volume de O2(g) necessário para a formação de 100g de 
água. 
 
Reação química: H2 +O2→H2O 
Balanceamento: H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l) 
 
O balanceamento nos informa que 1/2 mol de O2(g) fornece 18g de água. Ora, 1 mol 
de uma substância ocupa um volume de 22,4 L nas CNTP, se temos ½ mol de O2, 
podemos dizer que 11,2L de O2(g) fornecem 18g de água. 
 
 
11,2 L de O2 ---------- 18,0 g H2O 
 
X L ---------- 100 g H2O 
 
x = 62,22 L de O2 
 
 
 
Com uma regra de três simples obtemos o volume necessário de O2(g) para produzir 
100g de água. São necessários 62,22L de O2(g) para produzir 100g de H2O(l). 
60 
 
 
 
 
3.2.2 Cálculos estequiométricos envolvendo rendimento de reações, 
reagentes em excesso e reagentes limitantes. 
 
Nos casos anteriores consideramos que as reações são completas, isto é, todos os 
reagentes são transformados em produtos. Na prática isso não acontece muito 
frequentemente, devido às impurezas presentes nos reagentes ou a excessos 
adicionados, ou ainda, à falta de algum reagente. 
 
Exemplo: Imagine, por exemplo, que a quantidade de um reagente é inferior à 
quantidade requerida estequiometricamente. Então calcule o rendimento da reação 
de produção de amônia quando são adicionados 200g de N2 e 40g de H2. 
 
Passo 1: identificamos o reagente que está em excesso ou em falta. A partir da 
equação balanceada temos: 
 
 
 
28g de N2 reagem estequiometricamente com 6g de H2 produzindo 34g de NH3. 
Então, a pergunta é: quantos gramas de H2 são necessários para reagir com 200g 
de N2? 
 
28,0 g de N2 ---------- 6,0 g H2 
 
200,0 g de N2 ---------- X g 
 
x = 42,85 g de H2 
 
 
Para a quantidade adicionada de N2 precisamos de 42,85g de H2. Como foram 
adicionados apenas 40g de H2, ele é o reagente limitante e o N2 é o reagente em 
excesso. A reação ocorre enquanto houver H2. 
61 
 
 
 
 
Passo 2: Conhecendo o reagente limitante, calculamos agora quanto de amônia 
será produzida com esta quantidade: 
 
 
6,0 g de H2 ---------- 34,0 g NH3 
 
40,0 g de H2 ---------- X g 
 
x = 227,0 g de NH3 
 
 
Com os 40g de H2 serão formados 227g de amônia. Este é o rendimento real. 
 
 
Passo 3: Calculamos agora a quantidade teórica, a partir da quantidade de N2 
adicionado: 
 
 
28,0 g de N2 ---------- 34,0 g NH3 
 
200,0 g de N2 ---------- X g 
 
x = 243,0 g de NH3 
 
 
Se todo N2 adicionado reagisse, obteríamos 243g de NH3. Este é o rendimento 
teórico. 
 
Passo 4: Agora calculamos o rendimento da reação: 
 
 
 
𝑟 = 
 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑙 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 
𝑥 100
 
(Equação 19) 
 
 
 
𝑟 = 
227 𝑔 
 
 
243 𝑔 
 
𝑥 100 = 93,4 
 
 
Com 200g de N2 a reação tem um rendimento de cerca de 94%. 
62 
 
 
 
 
 
Se necessário, podemos ainda calcular o excesso de N2 adicionado: 
 
 
6,0 g de H2 ---------- 28,0 g N2 
 
40,0 g de H2 ---------- X g 
 
x = 186,7 g de N2 
 
 
Adicionando 40g de H2 com 200g de N2, haverá um excesso de cerca de 13g de N2. 
 
 
3.3 Constante de equilíbrio 
 
 
Para descrever a posição do equilíbrio de uma dada reação química utilizamos as 
concentrações dos reagentes e produtos em uma expressão chamada de constante 
de equilíbrio, designada por kc, que é válida em uma determinada temperatura. 
 
O valor da kc mostra a extensão da reação, isto é, mostra se a reação é favorável 
aos reagentes ou aos produtos e pode ser usado para calcular a quantidade de 
produto presente no equilíbrio, informação fundamental em processos industriais. O 
valor de kc depende apenas da temperatura e independe das concentrações 
iniciais dos reagentes e dos produtos. Como regra básica: 
 
Se kc >> 1(lê-se: se kc é muito menor que 1), a reação favorece os produtos e a 
concentração de produtos no equilíbrio será maior do que as concentrações dos 
reagentes. 
 
Se kc << 1 (lê-se: se kc é muito menor que 1), a reação favorece os 
reagentes e a concentração de reagentes no equilíbrio será maior que a 
concentração dos produtos. 
63 
 
 
 
 
Para uma reação genérica, do tipo: 
 
 
 
Sejam A, B, C e D substâncias químicas quaisquer, a constante de equilíbrio é dada 
por: 
(Equação 20) 
 
Os coeficientes a, b, c, e d da equação química são obtidos a partir do 
balanceamento da equação. 
 
Considere a reação química entre o hidrogênio e o iodo. Na fase gasosa, para 
formar iodeto de hidrogênio, é dada pela seguinte equação química: 
 
H2(g)+ I2(g)  2HI(g) 
 
A expressão da constante de equilíbrio para esta reação é dada por: 
 
 
 
𝐾𝑐 = 
[𝐻𝐼]2 
[𝐻2][𝐼2] 
 
 
 
 
Para tornar o exemplo mais claro, suponha que em um balão sejam colocadas 
quantidades suficientes de hidrogênio e iodo para que as concentrações de cada um 
deles seja igual a 0,02mol/L, a uma temperatura de 425°C. Após atingido o estado 
de equilíbrio, as concentrações dos gases no balão são medidas, encontrando-se: 
[H2] = [I2]= 0,004 mol/L e [HI]= 0,03mol/L. Elabore a seguinte tabela: 
64 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 3-3: Relação das quantidades no equilíbrio 
 
 
 
Substituindo os valores das concentrações na expressão do equilíbrio: 
[𝐻𝐼]2 0,3162 
= = 56,6 
[𝐻2][𝐼2] 0,042 𝑥 0,042 
 
 
Este valor será sempre o mesmo, desde que a temperatura seja mantida a 425°C. 
 
 
Em reações envolvendo sólidos e água, algumas regras devem ser observadas. 
Como a concentração de moléculas em qualquer sólido é fixa, a concentração de 
um sólido não se altera pela reação, isto é, ao escrevermos a expressão para a 
constantede equilíbrio, não consideramos as espécies em estado sólido. Além 
disso, os experimentos mostram que as concentrações gasosas no equilíbrio não 
são alteradas pela quantidade de sólido presente, desde que este sólido exista no 
sistema reacional. Assim, as concentrações de sólidos tanto reagentes quanto 
produtos não são incluídas na expressão da constante de equilíbrio. 
 
Exemplo: A expressão da constante de equilíbrio para a reação abaixo é: 
65 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observe que não foi incluída a concentração do Cu(OH)2, que está no estado sólido. 
 
Para contornar o inconveniente de trabalhar com números decimais, é comum a 
multiplicação dos coeficientes estequiométricos das equações químicas de modo a 
obter números inteiros. Vejamos o efeito dessa operação em kc. Considere a reação 
de combustão do carbono, já balanceada: 
 
 
Para esta reação temos a seguinte expressão para kc 
Se multiplicarmos os coeficientes da reação por 2, obtemos a nova reação II, abaixo: 
 
 
Escrevendo a expressão de k, para a reação II, obtemos: 
 
 
 
𝐾2 = 
[𝐶𝑂]2 
[𝑂2] 
 
= 2,1 𝑥 1047 
 
Comparando K1 e K2 vemos que K2 = K12, isto é, 
 
 
 
𝐾2 = 
[𝐶𝑂]2 
= { [𝐶𝑂] }2 = 𝑘𝑙2 
[𝑂2] [𝑂2]1/2 
66 
 
 
1 
 
 
Quando os coeficientes estequiométricos de uma equação química são multiplicados 
por um mesmo fator, a constante de equilíbrio resultante (k2) será igual a constante 
de equilíbrio inicial (k1) elevada a uma potência igual ao fator de multiplicação. 
 
De modo semelhante, a inversão do sentido da reação se reflete também no valor 
da constante de equilíbrio. Vejamos a reação de formação da amônia, 
 
 
 
A constante de equilíbrio é dada pela expressão 
 
 
 
𝐾1 = 
[𝑁𝐻3]2 
[𝑁2][𝐻2]3 
 
= 3,5 𝑥 108 
 
 
Escrevendo-se a reação no sentido inverso 
 
 
 
 
A expressão da constante de equilíbrio fica: 
 
 
 
𝐾2 = 
[𝑁2][𝐻2]3 
[𝑁𝐻3]2 
 
 
Percebe-se facilmente que K2 é o inverso de K1, ou seja, 
 
 
𝐾2 
1 
= 
𝐾
 
1 
= 
3,5 𝑥 108 
= 2,9 𝑥 10−9 
67 
 
 
 
 
Comparando os valores numéricos de K1 e K2 concluímos que a reação direta é 
muito mais favorável que a reação inversa, K1 >> 1. Por isso a decomposição de 
amoníaco em seus elementos praticamente não ocorre. 
 
3.3.1 O quociente reacional 
 
Para dada reação, uma vez conhecida a concentração de um dos compostos, 
apenas um único valor da concentração dos demais componentes obedecerá à 
expressão da constante de equilíbrio. Existem outros valores permitidos para as 
concentrações que não denotam a situação de equilíbrio, mas seu conhecimento é 
útil por permitir a identificação do deslocamento momento a momento. 
A expressão que envolve as concentrações dos componentes em qualquer 
momento da reação é chamada de quociente reacional (Q). Quando o quociente 
reacional é igual à constante de equilíbrio, a reação está em equilíbrio. 
 
18 𝑆8(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝑆𝑂2(𝑔) 
 
 
 
𝑄 = 
𝑆𝑂2(𝑔) 
 
 
𝑂2 (𝑔) 
 
 
Comparações entre os valores de Q e k permitem a construção do gráfico seguinte. 
 
Figura 3-4: Concentração de produtos em função de reagentes, em termos da 
expressa o de Q. 
68 
 
 
 
 
Este gráfico representa uma reação qualquer, com reagentes e produtos. Quando Q 
> k, o sistema não está em equilíbrio e os produtos reformam os reagentes. Na reta 
diagonal, Q = k, para qualquer ponto, temos um sistema em equilíbrio. Quando Q < 
k, o sistema também não está em equilíbrio, e os reagentes se transformam em 
produtos. 
 
Formalmente, a expressão do quociente reacional é igual à expressão da constante 
de equilíbrio, mas lembre-se sempre que as concentrações envolvidas não são 
necessariamente as concentrações de equilíbrio. Para uma reação genérica, a 
expressão de Q é: 
 
 
 
 
 
𝑄 = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑 
 
 
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 
 
 
Observe que tanto para obter K quanto Q, a expressão é dada pelo quociente dos 
produtos pelos reagentes. 
 
 
3.4 Fatores que influenciam o equilíbrio químico 
 
Como o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico, ele é passível de responder às 
mudanças no sistema reacional. 
 
Assim, se uma reação química está em equilíbrio ela tende a permanecer em 
equilíbrio; se o equilíbrio for perturbado, ela tende a retornar a um estado de 
equilíbrio. 
69 
 
 
 
 
O princípio de Le Chatelier prevê que quando qualquer dos fatores que determinam 
o equilíbrio de um sistema reacional sofrer modificações, o sistema altera seu estado 
reacional de modo a reduzir ou contrabalancear o efeito provocado. Embora 
explique as mudanças ocorridas em sistemas reacionais, o princípio de Lê Chatelier 
não produz valores numéricos. 
 
O equilíbrio químico de um sistema pode ser perturbado por variações de 
temperatura, variações de concentração de reagentes ou de produtos e pela 
variação de volume. 
 
3.4.1 Efeito da temperatura 
 
As reações químicas em equilíbrio são afetadas significativamente pela temperatura. 
A elevação da temperatura provoca o aumento da pressão de vapor de um líquido e 
também aumenta a solubilidade da maioria dos sais. 
 
Utilizando o princípio de Lê Chatelier podemos explicar como uma reação vai 
responder às variações de temperatura. Se há uma elevação de temperatura, a 
reação química responde deslocando o equilíbrio em direção ao lado que consuma a 
energia adicionada. Por outro lado, se há um abaixamento de temperatura, a reação 
química desloca o equilíbrio direção ao lado que gere a energia retirada. 
 
Em reações exotérmicas, onde o calor é liberado, como a produção de amônia 
vista anteriormente, a diminuição de temperatura irá favorecer a produção de 
amônia, pois, o calor gerado na reação tende a minimizar a diminuição de 
temperatura. 
 
Em reações endotérmicas, onde o calor é absorvido, como a decomposição de 
PCl5, o aumento de temperatura irá favorecer os produtos. Vale observar que 
quanto maior for a energia de ativação de uma reação química, mais sensível esta 
70 
 
 
 
 
reação será às variações de temperatura. Veja a figura abaixo para uma reação 
endotérmica. 
 
 
Figura 3-5: Energia de ativação para uma reação endotérmica. 
 
Neste caso, a energia de ativação (Ea), é maior para a reação direta, ou seja, no 
sentido dos reagentes para os produtos. O aumento de temperatura irá favorecer a 
formação de produtos. 
 
Para reações exotérmicas, a energia de ativação (Ea) é maior, ou seja, os reagentes 
possuem mais energia que os produtos. Portanto, aumentos de temperatura 
favorecem a reação inversa, que se traduz na decomposição dos produtos. 
 
 
Figura 3-6: Energia de ativação para uma reação exotérmica. 
71 
 
 
 
 
 
 
3.4.2 Efeitos da adição ou remoção de um reagente ou de um produto 
 
Se a concentração de um reagente ou produto for alterada, à temperatura constante, 
o equilíbrio do sistema é alterado de forma a manter constante o quociente 
reacional. Em outras palavras, o sistema reacional deslocará o equilíbrio no sentido 
oposto à alteração. Se reagentes forem adicionados, ou produtos forem retirados, 
intuitivamente espera-se que mais produtos sejam formados. 
Contrariamente, se reagentes forem suprimidos ou produtos forem adicionados, 
espera-se que mais reagentes sejam formados. Isso ocorre de modo a manter 
constante a concentração ou a pressão parcial dos reagentes ou dos produtos. 
Veja o caso da reação de formação da amônia. 
 
 
 
Se o sistema eliminar NH3(g), o equilíbrio será deslocado para o lado direito, para 
repor a quantidade eliminada. Isso ocorrerá, obviamente, enquanto houver 
reagentes. Se, por outro lado, NH3(g) for injetado no sistema, o equilíbrio será 
deslocado para o lado esquerdo da reação, haverá a decomposição de amoníaco 
em seus componentes. 
 
3.4.3 Efeito da variação de pressão 
 
Variações de pressão alteram, em alguma extensão, o equilíbrio químico de todas 
as reações. Porém, na maioria dos casos, as variações no valor da constante de 
equilíbrio